Ciências da Natureza e suas Tecnologias - Química Ensino Médio, 1ª Série Conceito de Mol. Massa Molar. Constante de Avogadro

Ciências da Natureza e suas Tecnologias - Química

Ensino Médio, 1ª SérieConceito de Mol. Massa Molar. Constante de Avogadro

QUÍMICA, 1ºanoConceito de Mol. Massa Molar. Constante de Avogadro

• IntroduçãoOs átomos, como já sabemos, são uma das menores divisões da matéria. Logo, sendo uma partícula tão pequena, é muito difícil de ser observada. Foi pensando nisso que os primeiros cientistas tentaram melhorar a maneira de se trabalhar com essas partículas.


• IntroduçãoInicialmente para medir essas partículas era utilizada uma unidade denominada unidade de massa atômica.Essa unidade era referenciada no tamanho do átomo do carbono e uma massa tão pequena quanto 1,99 x 10-23 era quase que imperceptível nos cálculos.


• IntroduçãoVeja que se formos trabalhar com 0,000000000000000000000199 seria muito difícil de fazer os cálculos químicos. Então pensemos:

1 dúzia = 121 dezena = 10

1 centena = 100


• IntroduçãoFoi a partir deste pensamento que se fizeram sugestões de unidades de medidas para a quantidade de átomos que fosse unitário, ou seja, criou-se um múltiplo que tivesse uma referência significativa em unidade de massa (gramas).

VAMOS OBSERVAR ESTE DESENVOLVIMENTO!!!


• A MASSA DO ÁTOMO DE CARBONO O átomo de carbono foi dividido em doze partes e a

partir disso se fez o seguinte conceito:“a massa de um átomo (massa atômica) é o número que indica quantas vezes esse átomo é mais pesado do que 1/12 avos do átomo de carbono”;o número doze vem da quantidade de prótons existentes no núcleo do átomo de carbono mais abundante. Criou-se então a unidade u.m.a, ou seja, unidade de massa atômica.


• A MASSA DO ÁTOMO DE CARBONO 1 uma = 1/12 avos da massa do carbono

A partir desse padrão todos os outros átomos foram então submetidos a medida de sua massa com referência ao uma.

1 u (unidade de massa atômica) = 1/12 do átomo de ¹²C


• A MASSA DOS OUTROS ELEMENTOS os outros elementos foram medidos comparando-se

suas massas com a u.m.a., vamos ver um exemplo:

Podemos ver que na balança a massa do urânio é de 238 u.m.a.

238Átomo de Urânio

u U 238 MA


• Então como se mediria as massas de uma molécula qualquer?!!!!

muito simples: é só somar as massas dos elementos contidos nesta molécula exemplo:

Logo a molécula de glicose é 180 vezes mais pesada que a 1/12 parte do átomo de carbono.

180

Molécula de Glicose

6126 OHC

180u 16u 6x 1u 12x 12u 6x MM 6126 OHC


COMO QUE SE RELACIONOU U.M.A. COM GRAMAS???Para se relacionar a unidade de massa atômica foi necessário que um cientista chamado Amedeo Avogadro, fizesse um experimento para descobrir uma propriedade muito importante da matéria. Ele colocou diferentes gases na mesma pressão e temperatura dentro de um recipiente que tinha um volume definido.

COMO SE RELACIONOU U.M.A. COM GRAMAS???O resultado foi que quando colocado a mesma quantidade de substâncias diferentes, o volume que era obtido dentro deste recipiente era o mesmo. Como poderia ser explicado essa propriedade da matéria? O fato é que com essa descoberta muita coisa mudou na química. Criou-se uma nova grandeza química.


• HIPÓTESE OU LEI DE AVOGADROquando o gás hidrogênio reage com o oxigênio para produzir água

H2 + O2 H2O

ele sempre reage na mesma proporção, de modo que essa quantidade de hidrogênio que se relaciona ao oxigênio é devida às ligações que um tipo de átomo faz com o outro.


• HIPÓTESE OU LEI DE AVOGADROEsse tipo de observação feita por Avogadro quebrou os conceitos da época que acreditava ser todas as substâncias formadas por um único átomo e não por uma ligação entre tipos diferentes deles, isso afirmou depois do experimento.


• HIPÓTESE OU LEI DE AVOGADROA resposta de Amedeo Avogadro foi: “volumes iguais de gases quaisquer, quando medidos na mesma pressão e temperatura, encerram o mesmo número de moléculas”, ou seja, se nós medirmos um determinado volume de um recipiente e ele for cheio, por exemplo, de oxigênio, então a quantidade de moléculas de oxigênio será a mesma se o volume for cheio de hidrogênio.


• SE A QUANTIDADE DE SUBSTÂNCIA PERMANECE A MESMA, QUAL É ESSA QUANTIDADE?

Para decidir sobre essa quantidade é preciso saber que outros grandes cientistas contribuíram, como por exemplo:Lavoisier: “a massa total de um sistema fechado não varia, qualquer que seja a reação química que aí venha a ocorrer”;Proust: “uma determinada substância, qualquer que seja sua origem, sempre será formada pelos mesmos elementos químicos, combinados na mesma proporção em massa”;


• O CONCEITO DE MOLConsiderando então estes conceitos introdutórios vistos até agora podemos afirmar que Mol é a quantidade de matéria de um sistema, que contém a mesma quantidade de átomos ou moléculas que existem em 0,012 kg de carbono;


• CONCEITO DE MOLEntão, Amedeo Avogadro realizou seu ensaio que provou que em uma quantidade de 12 gramas de carbono continham 6,02 x 1023 átomos de carbono. Avaliando que os outros átomos foram medidos em comparação com o átomo de carbono, pode-se expandir essa medida para os outros, ou seja a quantidade de átomos equivalente à quantidade que se tem em doze gramas de carbono é um MOL.


• CONCEITO DE MOLConsiderando o que já foi visto anteriormente, sobre a u.m.a., podemos agora reforçar dizendo que a massa do carbono é de 12 u.m.a., e que como esse átomo possui 6 prótons, 6 nêutrons e 6 elétrons, somente nêutrons e prótons contam para a massa, então para qualquer átomo podemos dizer que sua massa é igual a soma de seus prótons e nêutrons. Com essa medida para o átomo de oxigênio podemos então afirmar que ele possui 16 u.m.a., e se medirmos então a quantidade de massa contida no recipiente de LAVOISIER. O que poderíamos descobrir?


• CONCEITO DE MOLdescobriríamos que a massa do recipiente pesaria uma quantidade de 16 gramas de oxigênio, então:

1 u.m.a. é equivalente a 1 (um) grama.descobrindo a massa dessa quantidade de oxigênio para o recipiente de Lavoisier, encontramos o valor da massa molar do oxigênio.


• CONCEITO DE MOLConstante de Avogadro.

1 mol de qualquer substância, seja ela molecular ou atômica, tem sempre 6,02 x 1023 átomos ou moléculas.

1 MOL=6,02x1023 átomos ou moléculas.


EXERCÍCIOSUm cientista dispõe de 19,2 g de átomos oxigênio (O = 16). Qual o número de mols que este cientista pode contar?Sabendo que um mol de oxigênio é igual a 16 gramas, e que em um mol temos 6,02 x 1023

moléculas ou átomos, então podemos afirmar que: 16g de O ------------ 6,02 x 1023

19,2g de O---------- x

x= 0,6 mol de O.


EXERCÍCIOSDetermine o número de moléculas existente em 160 g de hidróxido de sódio ( NaOH). (H=1, O=16, NA=23):para resolvermos esta questão é necessário calcularmos a massa da molécula:

massa de H= 1 x 1(número de hidrogênios na molécula)= 1 g por mol de moléculas de NaOHmassa de O=16 x 1= 16 g por mol de moléculas de NaOH.massa de Na= 23 x 1= 23 g por mol de moléculas de NaOH


EXERCÍCIOStotalizando um valor de massa da molécula de 40 g por mol, sabendo que nesse valor existe 6,02 x 1023 moléculas, então:

40g ---------- 6,02 x 1023 160g -------- x

x= 2,4×1024 moléculas de NaOH.


EXERCÍCIOSUma lâmina de Zinco é formada por 2,5 mols de átomos. Ache a sua massa, em gramas. ( Dados: MZn = 65 g/mol)Neste caso, a questão quer encontrar o valor em quantidade de massa da placa de zinco, temos como dado para cálculo a massa molar do zinco metálico, então:

65g de zinco ------------ 1 mol x de zinco ----------- 2,5 mol

x = 162,5 g de zinco.


• Bibliografia e referências.http://www.amigonerd.com/exercicios-mol/, 12/11/2011.Feltre, Ricardo, Química Geral vol. 1, Editora Moderna, pág 289-315.


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