Aulas 55 e 56 - Teoria Atômico Molecular

1. QUÍMICA 3 QUÍMICA 3 QUÍMICA 3 QUÍMICA 3
AULAS 1 E 2 – TEORIA ATÔMICO MOLECULAR

2. MASSA ATÔMICA MASSA ATÔMICA MASSA ATÔMICA MASSA ATÔMICA
Massa atômica é a massa relativa a um átomo. Sua un idade, por convenção, é a  unidade de massa 
atômica, representada pelo símbolo  u. É determinada pela seguinte relação: 
Massa atômica (A) = número atômico (Z) + número de nêutrons
A massa atômica é determinada em relação ao átomo d e Carbono, cuja massa convencionou-se que é 
12u. De posse disso, determinou-se a massa atômica de to dos os outros átomos, em proporção com o 
átomo de Carbono. 

3. MASSA ATÔMICA relativa dos isótopos de um  MASSA ATÔMICA relativa dos isótopos de um  MASSA ATÔMICA relativa dos isótopos de um  MASSA ATÔMICA relativa dos isótopos de um eeeelemento lemento lemento lemento
A massa relativa entre os  Isótopos(átomos com mesmo Z, em que só a massa e a carga va riam) de um 
elemento é dada pela média ponderada entre as massa s de cada isótopo e sua respectiva  abundância no 
ambiente. Vejamos o exemplo:
O Cloro possui dois Isótopos: o
35
Cl , que corresponde a 75% da quantidade de Cl no ambiente
(abundância), e o
37
Cl, que corresponde a 25% (Valores de abundância aproximado s). Sendo assim,
temos:
Massa Atômica Relativa =
Com isso, temos que a massa relativa dos Isótopos do Cloro é 35 ,5u. Perceba que é a massa relativa que
vemos na tabela periódica e é ela que iremos usar em nossos cál culos futuros.

4. Massa em gramas de 1u Massa em gramas de 1u Massa em gramas de 1u Massa em gramas de 1u–––– constante de Avogadro constante de Avogadro constante de Avogadro constante de Avogadro
Experimentalmente, determinou-se que a massa de 1u  em gramas (g) vale                      g. Porém, c omo 
ficava extremamente trabalhoso fazer cálculo de pos se de um número tão pequeno, Amadeo Avogadro 
determinou a unidade mais importante da química, o  mol, com uma simples regra de três. Avogadro 
determinou o mol como sendo o correspondente em gra mas da massa atômica de um elemento, ou seja, 
para o H, de A = 1u, temos que 1 mol H = 1g, para o  C, de A = 12u, temos que 1 mol C = 12g, e assim po r 
diante. Vejamos como procedeu Avogadro:
Exemplo: Quantos átomos de H temos em 1 mol deste elemento?
Multiplicando-se em cruz, temos: 
Átomo de H

5. Massa em gramas de 1u Massa em gramas de 1u Massa em gramas de 1u Massa em gramas de 1u–––– constante de Avogadro constante de Avogadro constante de Avogadro constante de Avogadro
Mas, o que representa este número encontrado? Vejam os outro exemplo para ver se esclarecemos melhor 
nossas idéias:
Exemplo 2: Quantos átomos de C temos em 1 mol deste elemento?
Primeiramente, temos que nos atentar que a massa de  1u é                      g. Como o carbono tem massa 
atômica 12u, precisamos multiplicar                       por 12, pois, repito,                     g é  a massa de 1u. 
Sendo assim:
Será mera coincidência?

6. Massa em gramas de 1u Massa em gramas de 1u Massa em gramas de 1u Massa em gramas de 1u–––– constante de Avogadro constante de Avogadro constante de Avogadro constante de Avogadro
Para tirar qualquer receio, vamos extrapolar. O Flú or (F) possui massa atômica 19u.
Exemplo 3: Quantos átomos de F há em 1 mol deste elemento?
Podemos ver que não é mera coincidência. O número                      é uma constante. Damos a esta 
cons´tante o nome de  Número ou Constante de Avogadro, e ela indica o número de partículas (átomos, 
moléculas...) que existem em 1 mol de substância. S endo assim, temos em 2 mol de substâncias o dobro 
de partículas que temos em 1 mol, em 3 mol, o tripl o, e assim por diante...

7. Decorrências da constante de  Decorrências da constante de  Decorrências da constante de  Decorrências da constante de avogadro avogadro avogadro avogadro
Exemplo 1: Quantos íons H
+ 
temos em 1 mol de H
2SO
4  aquoso?
Perceba que, primeiro, há 2 H na fórmula do H
2SO
4, há, portanto, 2 mols de H. Se em cada mol de H há  
átomos de H, em 2 mols teremos o dobro,                                                                             . 
Observação: Seja em química, física ou matemática, opte sempre  pela segunda representação, que usa o 
número entre 1 e 10. Esta representação é chamada  “Notação científica”,  e é tipo uma “linguagem 
universal” matemática. Não que esteja errado repres entar da primeira forma, mas não está totalmente 
certo. Facilite o trabalho de quem vê suas contas! 

8. MASSA MOLAR MASSA MOLAR MASSA MOLAR MASSA MOLAR
Massa Molar(M.M ou somente M) é a massa de um mol de qualquer substância. É o correspondente em
gramas da massa em u propriamente dito.
Exemplos:
M
H = 1g/mol
M
C= 12g/mol
M
CO= M
C + M
O= 12 + 16 = 28g/mol
MH
2O = 2.M
H+ M
O= 2.1 + 16 = 18g/mol

9. Resumo geral  Resumo geral  Resumo geral  Resumo geral –––– teoria atômico molecular teoria atômico molecular teoria atômico molecular teoria atômico molecular
MassaAtômicaé a massa de 1 átomo ou molécula dada em u.
Massa Atômica relativa entre Isótopos é a média ponderada entre as massas dos isótopos e suas
respectivas abundâncias no meio.
Constante deAvogadro = partículas/mol de substância.
Massa molar (M)é a massa de 1 mol de substância.