Antes
de mais nada, o que significa medir? Medir é comparar algo com um padrão
fundamental previamente estabelecido. O padrão escolhido para massa foi o
quilograma (kg), seus múltiplos e submúltiplos. Porém, para medirmos a massa
das espécies químicas, esse padrão revela-se incompatível, uma vez que é
infinitas vezes maior que o objeto a ser analisado. Por isso, iremos definir um
novo padrão de comparação para determinar a massa no “micromundo atômico”.
Começaremos
medindo a massa da unidade fundamental da matéria: o átomo. O átomo é uma
espécie química muito pequena e, por isso, não poderemos utilizar os padrões
usuais de medida de massa, como o grama, o quilograma ou a tonelada. Portanto,
temos a necessidade de definir um novo padrão de comparação de massa para a
determinação da massa de um único átomo, denominada massa atômica. O que seria
tão pequeno quanto um átomo para ser utilizado como padrão de comparação?
Resposta: um outro átomo. Qual? Foi escolhido o átomo de carbono-12 e foi
atribuída a ele a massa padrão 12 u*.
O átomo padrão, na escala de massas atômicas, é o átomo
de carbono, isótopo 12 (12C), cuja massa atômica foi fixada em 12
unidades (12 u).
*u ⇒
unidade de massa atômica; unidade padrão utilizada para a medição da massa das
espécies químicas
UNIDADE
DE MASSA ATÔMICA (u)
Ao
definirmos o átomo padrão, deparamo-nos com o seguinte problema: existem átomos
de outros elementos químicos que são menores do que o carbono-12. Como solução
do problema, convencionamos que a unidade padrão para a medição da massa das
espécies químicas não era a massa do carbono-12, mas sim a décima segunda parte
dessa massa.
(u) ⇒
é 1/12 da massa do átomo 12C.
Podemos
ainda relacionar a unidade de massa atômica com o equivalente em gramas. Temos,
então:
MASSA
ATÔMICA DE UM ELEMENTO
É
a massa de um átomo de um elemento, expressa em unidades de massa atômica (u).
Exemplo: Massa
atômica do titânio (Ti) = 48 u.
A partir desse
valor, podemos concluir que
1. um átomo de Ti
tem a massa de 48 u.
2. um átomo de Ti
tem sua massa 48 vezes maior que a unidade padrão (u).
3. um átomo de Ti
tem sua massa 48 vezes maior que 1/2 da massa do átomo de 12C.
4. um átomo de Ti
tem sua massa 4 vezes maior que a massa de um átomo de 12C.
Na
tabela periódica, o que encontramos não é a massa atômica de um isótopo
específico de um dado elemento, e sim a média ponderada de todos os seus
isótopos.
MASSA
MOLECULAR DE UMA SUBSTÂNCIA
É a massa de uma
espécie química (molécula, aglomerado iônico ou íon composto) de uma
substância, expressa em unidades de massa atômica (u). Numericamente, a massa
molecular é obtida pela soma das massas atômicas de todos os átomos contidos em
uma espécie química
Exemplo:
Massas atômicas: H
= 1 u; O = 16 u
Massa molecular da
H2O = (2 . 1 + 16) u = 18u
A partir desse
valor, podemos concluir que:
1. uma molécula de
H2O tem a massa 18 vezes maior que 1/2 do átomo de 12C.
2. uma molécula de
H2O tem a massa 18 vezes maior que a unidade padrão (u).
3. uma molécula de
H2O tem a massa 1,5 vezes maior que um átomo de 12C.
CONSTANTE
DE AVOGADRO
O
primeiro cientista a defender a ideia de que uma amostra de um elemento, com
massa em gramas numericamente igual à massa atômica, apresenta sempre o mesmo
número de átomos (N) foi Amedeo Avogadro (1776-1856). Ele não conseguiu
determinar o valor de N.
Mais
tarde, quando a constante N foi determinada, ela recebeu o nome de constante de
Avogadro ou número de Avogadro.
Seu
valor é numericamente igual ao número de átomos de 12C contidos em
12 g de 12C. Esse valor é determinado experimentalmente e é igual a
6,02x1023.
MOL
É
um conjunto que contém 6,02x1023 espécies químicas constituintes de
um determinado material. Exemplos:
1) 1 mol de H2O
é a quantidade de matéria que contém 6,02x1023 moléculas de H2O.
2) 1 mol de NaCl é
a quantidade de matéria que contém 6,02x1023 aglomerados iônicos de
cloreto de sódio, ou seja, 6,02x1023 cátions Na+ e 6,02x1023
ânions Cl–.
3) 2 mol de Ti é a
quantidade de matéria que contém 2 . 6,02x1023, ou seja, 12,04x1023
átomos de Ti.
4) 2 mol de H2SO4
é a quantidade de matéria que contém 2 . 6,02x1023, ou seja,
12,04x1023 moléculas de H2SO4. Ou ainda,
24,08x1023 átomos do elemento hidrogênio, 12,04x1023
átomos do elemento enxofre e 48,16x1023 átomos do elemento oxigênio.
MASSA
MOLAR (M)
É
a massa em gramas que contém 6,02x1023 espécies químicas. Sua
unidade é g/mol ou g.mol–1.
Exemplos:
1. Massa molar do
oxigênio (O) = 16g.mol– 1. Um mol de átomos de oxigênio tem a massa
de 16g → 6,02x1023 átomos de oxigênio têm a massa de 16g.
2. Massa molar da
glicose (C6H12O6) = 180g.mol–1. Um
mol de moléculas de glicose tem a massa de 180g → 6,02x1023
moléculas de glicose têm a massa de 180g.
3. Massa molar do
íon (NH4+) = 18g.mol–1. Um mol de íons amônio tem a massa
de 18g → 6,02x1023 íons amônio têm a massa de 18g.
QUANTIDADE
DE MATÉRIA (n)
É
a grandeza que indica o número de mols contido em um determinado sistema. Para
calcularmos a quantidade de matéria, podemos utilizar a seguinte expressão:
A unidade da
quantidade de matéria é o mol. Exemplo: Em um sistema, encontramos 900 g de
glicose. Qual a quantidade de matéria contida no mesmo? Massa molar do C6H12O6
= 180g.mol–1
n(C6H12O6)
= 900g/180g. mol-1= 5 mol
Logo,
a quantidade de matéria contida no sistema é igual a cinco mols de moléculas de
C6H12O6; consequentemente, 900g de glicose
contêm 5 . 6,02x1023 moléculas de glicose.
OBSERVAÇÕES
1. O plural de mol
é mols. Quando a palavra mol representa uma unidade, ela não pode ser
flexionada no plural. Veja: 5 mol (escreve-se a unidade no singular e lê-se no
plural, cinco mols).
2. O termo
quantidade de matéria é atualmente recomendado pela IUPAC. Esse termo veio
substituir o termo número de mols.
VOLUME
MOLAR
É
o volume ocupado por um mol de qualquer substância a uma determinada
temperatura e pressão. O volume molar apresenta uma maior importância no estudo
dos gases; por isso, neste tópico, daremos ênfase ao cálculo do volume molar
para gases.
Nas
mesmas condições de pressão e de temperatura, o volume molar de qualquer gás é
sempre o mesmo. Particularmente nas CNTP (condições normais de temperatura e
pressão: 0ºC e 1atm ou 1,01325x105 Pa), 1 mol de qualquer gás ocupa
um volume de 22,4 L.
Mais
recentemente, a IUPAC alterou o valor da pressão nas CNTP, de modo que os seus
novos valores são: 0 ºC e 1 bar (1,0x105 Pa); e o novo valor do
volume molar passou a ser 22,71 L.
Para
quaisquer valores de temperatura e de pressão, podemos calcular o valor do
volume molar por meio da equação de Clapeyron para os gases ideais.
Exemplos:
1) 22,71 L de O2 nas
CNTP equivalem a 1,0 mol de O2 e 2,0 mol de átomos de O.
2) 3,0 mol de CO2 nas CNTP ocupam um
volume de 68,13L e apresentam 3,0 mol de átomos de C e 6,0 mol de átomos de O.
3) 92,0g de NO2 contêm 2,0 mol
de NO2 e, portanto, nas CNTP ocupam um volume de 45,42L.
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