Relações numéricas: Massa Atômica e molecular

Além de grandezas como a massa, pode-se falar também em termos de quantidade de matéria, que é uma maneira de quantificar o número de átomos ou moléculas presentes em um sistema. Essa quantificação é facilitada pela grandeza mol.

MASSA ATÔMICA (M.A.)

A unidade de massa atômica (u) esta baseada no isótopo do carbono, e corresponde a 1/12 da massa de um átomo de carbono (C-12).

O C-12 é o isótopo natural mais abundante do carbono, e foi escolhido como referência em 1962, sendo utilizado até os dias atuais em todos os países do mundo. É representado pela unidade “u” ou “u.m.a” (unidade de massa atômica).

Basicamente, representa quanto a massa de um determinado átomo é maior que 1 u.

Exemplo:

O átomo de sódio apresenta massa atômica igual a 23 u, ou seja, sua massa é 23 x maior que 1u.

As massas atômicas são medidas experimentalmente em um aparelho denominado espectrômetro de massa.

Observe:

As massas atômicas de todos os elementos químicos são encontrados na tabela periódica.

Exemplo:

Observe a imagem acima, extraída de uma tabela periódica. O número 8 corresponde ao número atômico, Z. Já o número 16 corresponde à massa. Na maioria das tabelas periódicas, esse número encontra-se abaixo do elemento.

CÁLCULO DE MASSA ATÔMICA

Sabe-se que praticamente todos os elementos químicos têm isótopos (átomos com o mesmo número de prótons). Sendo assim, a determinação da massa atômica de um elemento químico é dada pela média ponderada das massas atômicas e das abundâncias de seus isótopos.

Onde M.A é a massa atômica e X representa a abundância, ou seja, a percentagem do isótopo na natureza.

Exemplo:

O elemento cloro é encontrado na natureza na forma dos isótopos Cl35 e Cl37. Sua massa atômica, utilizando a relação acima, é dada por:

Cl35 – 75%         Cl37 – 25%

Calculando: + = = (35·75) + (37·25) M.A. 35,5u
100

MASSA MOLECULAR (M.M.)

As moléculas são formadas pela união de átomos por meio de ligações químicas. Dessa maneira, a massa de uma molécula é dada pelo somatório das massas dos átomos.

M · M = Σ M · A

dos átomos presentes na molécula.

Exemplos:

Cl2

M · M = 2. MA(Cl)

M · M = 2 · 35,5 = 71 u

H2SO3

M · M = 2 · MA (H) + MA (S) + 3 · MA (O)

M · M = 2 · 1 + 32 + 3 · 16 = 82 u

As substâncias hidratadas apresentam moléculas de água em sua rede cristalina, como no caso dos sais inorgânicos. Apesar da água ser representada na substância procedida de um sinal de multiplicação, a massa das moléculas de água deve ser somada às da substância em questão, e não multiplicadas por esta.

Exemplo:

Substâncias hidratadas

CuSO4 · 5 H2O

M · M= MA (Cu) + MA (S) + 4 · MA (O) + 5 · (2· MA (H) + MA (O))

M · M = 63,5 + 32 + 4 · 16 + 5 · (2·1+16) = 249,5 u

Observe que no sulfato de cobre II há cinco moléculas de água. Sendo assim, tem-se cinco vezes o valor da massa de uma molécula de água, acrescido da massa do próprio sal, CuSO4.

OBSERVAÇÃO 

Para calcular a massa de moléculas orgânicas representadas por meio da fórmula de bastão, é necessário determinar, previamente, sua fórmula molecular, para depois então calcular sua massa. Observe a fórmula de bastão do isoctano, um dos constituintes da gasolina:

Sabendo-se que a valência do carbono é igual a quatro, e que cada “ponto” representa um átomo de carbono, tem-se que a fórmula molecular do isoctano é C8H18. A partir das massas atômicas do carbono (C = 12 u) e do hidrogênio (H = 1 u) tem-se que:

M.MC8H18 = (8 · 12) + ( 18 · 1) = 114 u

MOL: QUANTIDADE DE MATÉRIA

O mol é uma grandeza química que permite quantizar entidades químicas, ou seja, moléculas, átomos, íons ou partículas. Em outras palavras, o mol permite quantizar a matéria.

Por meio de experimentos, o químico Avogadro determinou que 1 mol é equivalente à 6,02 · 1023 entidades químicas (átomos, moléculas, íons etc.). Por essa razão, o valor número de 1 mol é conhecido como número do Avogadro (N).

N = 6,02 · 10²³

O número do Avogadro pode representar diferentes entidades químicas.

Exemplo:

• 1 mol de moléculas = 6,02 · 10²³ moléculas

• 1 mol de íons = 6,02 · 10²³ íons

• 1 mol de átomos = 6,02 · 10²³ átomos

• 1 mol de elétrons = 6,02 · 10²³ elétrons

Exemplo:

Considere o ácido nítrico, HNO3.

• 1 mol de HNO3 apresenta 6,02 · 10²³ moléculas deste ácido;

• 1 mol HNO3 apresenta 1 mol de átomos de H, ou seja, 6,02 · 10²³ átomos de H;

• 1 mol HNO3 apresenta 1 mol de átomos de N, ou seja, 6,02 · 10²³ átomos de N;

• 1 mol HNO3 apresenta 3 mols de átomos de O, ou seja, 3 x 6,02 · 10²³ átomos de O, o que corresponde a 1,806 · 10²⁴ átomos de O;

• 1 mol HNO3 apresenta, ao total, 5 mols de átomos, o que
corresponde a 3,01 · 10²⁴

EXERCÍCIOS RESOLVIDOS

01. Determine o número de átomos totais presentes em 3,5 mols de H²SO⁴.

Resolução:

Sabe-se que a molécula de H²SO⁴ apresenta 2 átomos de H, 1 átomo de S e 4 átomos de O. Logo, 1 mol de H²SO⁴ irá apresentar 7 mols de átomos ao total. Assim, tem-se a seguinte relação:

1 mol de H²SO⁴ _________ 7 mols de átomos totais
1 mol de H²SO⁴__________ 7 . 6,02 . 10²³
3 , 5 mol H²SO⁴ _________ x

x = 147,50.10²³ = 1,475.10²⁵ átomos

02. A quantidade de mols existentes em 1,5 . 10²⁴ moléculas de ácido fosfórico (H³PO⁴) é igual a :
Dados: N = 6 . 10²³
a) 0,5
b) 1,0
c) 1,5
d) 2,0
e) 2,5

Resolução:

1 mol H³PO⁴___ 6 . 10²³ moléculas
n ­­­___ 1,5 . 10²⁴
n = 1,5 . 10²⁴ / 6 . 10²³
n = 0,25 . 10¹
n = 2,5 mols de H³PO⁴

MASSA MOLAR

A massa molar é a massa de de um átomo ou de uma molécula representada em gramas por mol.

Matematicamente, concluiu-se que 1u ≈ 1g/mol. Logo, pode-se dizer que a massa molar é numericamente igual à massa molecular de uma molécula ou à massa atômica, no caso dos átomos.

Exemplo:

A massa atômica do enxofre, S, é igual a 32 u. Sendo assim, sua massa molar é igual a 32 g/mol.

A massa molecular do dióxido de carbono, CO2, é igual a 44 u. Sendo assim, sua massa molar é igual a 44 g/mol.

EXERCÍCIO RESOLVIDO  

03. (UNIMEP) A glicose é um açúcar de fórmula molecular C⁶H¹²O⁶. O número de moléculas existentes em 1 kg de
glicose é, aproximadamente:

Dados: Massas atômicas: C = 12 u, H = 1 u, O = 16 u;

N = 6,02 . 10²³ . mol-1.

a) 3,33 . 10²⁴

b) 5,56

c) 3,33 . 10⁻²⁴

d) 6,02 . 10²³

e) 4,38 . 10²⁴

Resolução: A

A partir das massas moleculares tem-se que:

Massa molar C⁶H¹²O⁶ = (6 . 12) + ( 12 . 1) + ( 6 . 16) = 180g/mol

1 mol C⁶H¹²O⁶ ___ 6,02 . 10²³ moléculas ___ 180g

Sabendo que 1kg = 1000g, tem-se que:

1 mol ___ 6,02 10²³ moléculas __ 180 g

x ___ 1000g

x = 33,44 . 10²³

x = 3,3 . 10²⁴

VOLUME MOLAR

É o volume ocupado por 1mol de qualquer gás ou vapor a uma dada temperatura e pressão.

Experimentalmente, verificou-se que nas condições normais de temperatura e pressão (CNTP), o volume molar de qualquer gás é 22,4 litros. Sendo assim:

1 mol de qualquer gás = 22,4L

Observe o exemplo abaixo:
Determine o volume ocupado, nas CNTP, por 96 g de gás oxigênio.

Resolução:

Dado que a massa molar do O2 = 2 · 16 = 32 g/mol e que 1 mol de qualquer gás, nas CNTP, corresponde a 22,4 L, tem-se que

1 mol O2 ___ 32 g ___ 22,4 L

96 g ___ x

96 · 22,4 = 32 x
x = 67,2 L

OBSERVAÇÃO

Como o problema envolvia massa e volume, a utilização da grandeza mol só se fez necessária para organizar as
informações.

VOLUME MOLAR DE GASES FORA DAS CNTP

Há situações em que os gases não se encontram nas CNTP. Nesses casos, utiliza-se a equação de Clayperon, que é definida como:

PV = nRT

Onde

P = pressão (atm)

V = volume (L)

n = número de mols

R = 0,082 atm . L.
mol-1 . K.-1 (constante dos gases)

T = temperatura (K)

OBSERVAÇÃO 

Lembre-se que há uma relação que permite a conversão da temperatura de Celsius para Kelvin:

Tᴷ = Tᶜ + 273

de
TK = temperatura expressa em Kelvin;

TC = temperatura expressa em graus Celsius.