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trabalho d equimica

1. Prof. Nayara Sales

2. Massa Molar A massa molar tem o mesmo valor numérico da massa molecular de uma substância, entretanto, sua unidade é g/mol (gramas por mol). A massa molecular (MM) corresponde à soma das massas atômicas dos átomos que compõem a substância, encontradas na Tabela Periódica. Tanto a massa molecular quanto a massa atômica são expressas em unidade de massa atômica (u).

3. Como calcular a massa molar? Passo 1 : conte o número de átomos de cada elemento químico na fórmula da substância. O CH 3 CH 2 OH é formado por: 1 átomo de oxigênio (O) 2 átomos de carbono (C) 6 átomos de hidrogênio (H)

4. Passo 2 : consulte a  Tabela Periódica  para saber a massa atômica de cada elemento da substância. Observação: aqui utilizaremos valores aproximados. Hidrogênio (H): 1 u Oxigênio (O): 16 u Carbono (C): C: 12 u

5. Passo 3 : multiplique as massas dos elementos pelos respectivos números de átomos na substância. Oxigênio (O): 1 x 16 u = 1 x 16 u Carbono (C): C: 2 x 12 u = 24 u Hidrogênio (H): 6 x 1 u = 6 u

6. Passo 4 : some as massas para encontrar a massa molecular. MM Etanol : 16 u + 24 u + 6 u = 46 u Portanto, a massa do etanol é 46 u ou 46 g/mol. Isso quer dizer que em um mol há 6,02 x 10 23  moléculas, que corresponde a 46 gramas.

7. Exercício

8. Questão 1 Calcule a massa molar das substâncias a seguir. a) Gás carbônico, CO 2 b) Ácido clorídrico, HCl c) Glicose, C 6 H 12 O 6

9. Elemento Quantidade Massa atômica Resultado C 1 x 12 u = 12 u O 2 x 16 u = 32 u Massa molecular do CO 2 = 32 + 12 = 44 u Elemento Quantidade Massa atômica Resultado H 1 x 1 u = 1 u Cl 1 x 35,5 u = 35,5 u Massa molecular do HCl = 1 + 35,5 = 36,5 u Elemento Quantidade Massa atômica Resultado C 6 x 12 u = 72 u O 6 x 16 u = 96 u H 12 x 1 u = 12 u Massa molecular da Glicose = 72 + 96 + 12 = 180 u

10. Condições Normais de Temperatura e Pressão (CNTP) Quando o corpo está em seu estado gasoso, as moléculas tendem a se distanciar uma das outras, em constante movimento, o que faz com que as dimensões de cada  molécula  sejam desprezíveis se comparadas às grandes distâncias entre elas. Deste modo, o tipo de gás não influi no volume, que dependerá apenas do número de moléculas e das condições de temperatura e  pressão . A estas condições de temperatura e pressão convencionou-se chamar de  CNTP   (Condições Normais de Temperatura e Pressão) . Até 1982, os valores padrões para temperatura e pressão eram: T = 0ºC ou 273,15 K p = 1 atm ou 101325 Pa

11. Um mol  sempre possui  6,02 . 10 23  moléculas . Considerando a temperatura e a pressão nas CNTP, vamos ao cálculo do Volume Molar com o valor atual da pressão. Pela  Equação de Clapeyron , p ⋅ V = n ⋅ R ⋅ T

12. Lei de Avogadro A Lei de Avogadro, também conhecida como  Constante de Avogadro , é um princípio estabelecido em 1811 pelo químico italiano Amedeo Avogadro (1776-1856). Ela indica que "volumes iguais de dois gases quaisquer nas mesmas condições de pressão e temperatura contêm o mesmo número de mols de moléculas de gás." É representada pelo símbolo N A  (ou L).