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Professora :Adrianne Mendonça

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Professora :Adrianne Mendonça

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Os químicos descrevem o número de

átomos, íons e moléculas em termos de

uma unidade chamada “mol”.

Um mol é o análogo da “dúzia”.

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A definição de um mol é:

1mol é o número de átomos em

exatamente 12 g de carbono 12.

A massa de um átomo de carbono é

1,99265x10-23g (espectroscopia)

Segue que o número de átomos em

exatamente 12 g de carbono 12 é:

número de átomos de carbono 12 =

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Como o mol dá o número de átomos em uma amostra, segue

que 1 mol de átomos de qualquer elemento é 6,0221x1023

átomos do elemento.

Cada amostra consiste de 1 mol de átomos. No sentido horário

desde a direita em cima estão 32g de enxofre, 201g de mercúrio,

207g de chumbo, 64g de cobre e 12g de carbono.

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Então:

1 mol de objetos representa

6,0221x1023 daqueles objetos.

O número de objetos por mol,

6,0221x1023 mol-1, é chamado de

constante de Avogrado, Na.

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constante de Avogadro

A constante de Avogadro é usada na conversão entre o número de mols e o número de átomos, íons ou moléculas:

Numero de objetos = número de mols x número de objetos por mol

Representando o número de objetos por mol por N e o número de mols(formalmente a “quantidade da substância”) por n, esta relação pode ser escrita na forma:

N= n.NA [1]

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Exemplo 1

Uma amostra de vitamina C contém 1,29x1024 átomos de hidrogênio (bem como outras espécies de átomos). Quantos mols de átomos de hidrogênio a amostra contém?

n= N/NA

número de mols de átomos de H= Número de átomos de H / NA

Número de mols de átomos de H = 1,29x1024/6,0221x1023 = 2,14 mol.

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Observação

As quantidades de átomos, íons ou

moléculas em uma amostra são

expressas em mols, e a constante de

Avogadro, NA, é usada para a

conversão entre o número destas

partículas e o número de mols.

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A MASSA MOLAR

Como podemos determinar o número

de mols presente numa amostra se não

podemos contar os átomos

diretamente? A resposta está no

conhecimento da massa da amostra e

da massa molar, M, a massa por mol

de partículas.

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Exemplo 2-

Encontrar o número de mols de átomos

de flúor em 22,5g de Flúor. A massa por

mol de átomos de flúor, F, é 19,00g.mol-

1 Então:

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Importante !!!

As massas molares de compostos

iônicos e moleculares são calculadas a

partir das massas molares dos

elementos presentes: a massa molar

de um composto é a soma das

massas molares dos elementos que

constituem a molécula ou fórmula

unitária.

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Exemplo

a massa molar do composto iônico, Na2SO4 é:

Massa Molar de Na2SO4=

2x(massa molar de Na) + (massa molar de S) + 4x (massa molar do O)

MM= 2x(22,99g.mol-1) + (32,06g.mol-1) + 4x (16,00g.mol-1) =

Massa Molar de Na2SO4= 142,04g.mol-1

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Peso Atômico e Peso

Molecular

Dois termos que ainda são largamente

usados na literatura química são peso

atômico e peso molecular.

O peso atômico de um elemento é o

valor numérico de sua massa molar.

H= 1,008g.mol-1(massa molar) ; (1,008 é

o peso atômico)

Cl=35,45g.mol-1(massa molar); (35,45 é

o peso atômico)

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O peso molecular

O peso molecular de um composto

molecular ou peso fórmula de um

composto iônico é o valor numérico de

sua massa molar:

O peso molecular da água (massa

molar 18,02g.mol-1) é 18,02

O peso fórmula do cloreto de sódio,

NaCl (massa molar 58,44g.mol-1) é

58,44

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Considerações

Um ponto a considerar é que para medir 1 mol de átomos de um elemento, medimos uma massa igual a massa molar do elemento em gramas.

Por exemplo, para medir 1,000 mol de Fe (de massa molar 55,85g.mol-1), medimos 55,85g de ferro. Esta conclusão segue do fato que, se a amostra contém 1,000 mol de ferro então:

Massa de ferro= (1,000 mol) x (55,85g.mol-1) = 55,85 g

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Exemplo 3- Calculando a massa a

partir do número de mols

Suponha que estamos preparando uma

solução de permanganato de potássio,

KMnO4, e são necessários 0,10 mol do

composto. Como a massa molar do

permanganato de potássio é

158,04g.mol-1, qual a massa que deverá

ser pesada?

Massa de KMnO4 = (0,10 mol) x

(158,04g.mol-1) = 15,804g

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DETERMINAÇÃO DE FÓRMULAS

QUÍMICAS

Fórmula empírica: mostra o número relativo de átomos de cada elemento no composto.

Glicose CH2O os átomos de C, H e O estão na razão 1:2:1

Depois que a fórmula empírica tenha sido determinada o próximo passo é determinar a fórmula molecular.

Uma fórmula molecular nos dá o número real de átomos de cada elemento na molécula.

A fórmula molecular para a glicose é C6H12O6

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A Composição percentual de

massa

Para determinar a fórmula empírica de

um composto, começamos medindo a

massa de cada elemento presente na

amostra. O resultado é usualmente

apresentado como uma composição

percentual de massa, isto é, a massa

de cada elemento expressa como uma

porcentagem da massa total:

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A Composição percentual de

massa

Porcentagem de massa = massa

do elemento na amostra / massa

total da amostra * 100

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Exemplo 4

Qual a composição centesimal do

clorofórmio, CHCl3? A massa molar do

clorofórmio é 119,37g.mol-1. Massas

Molares dos elementos: C=12,01g.mol-1

H=1,008 g.mol-1 e Cl= 35,45 g.mol-1

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Solução

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Determinando fórmulas

empíricas

Uma fórmula que simplesmente fornece o número relativo de átomos de cada elemento presente em uma fórmula unitária chama-se fórmula mínina ou fórmula empírica.

Para a determinação da fórmula empírica de um composto, o procedimento mais simples é o de imaginar que temos 100g da amostra exatamente.

Deste modo usamos a massa molar de cada elemento para converter estas massas em mols e depois encontrar o número relativo de mols de cada tipo de átomo.

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Exemplo 5

Uma amostra de um gás de cor

castanha, um dos principais poluentes

do ar, contém 2,34g de N e 5,34g de O.

Qual é a fórmula mínima do composto?

N=14,0g.mol-1 ; O= 16,0g.mol-1

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Solução

1º. Cálculo do número de mols:

N0,167O0,334 número relativo de mols

de N e O. Todavia, uma vez que a

fórmula deve ter um significado a nível

molecular, onde temos um número

inteiro de átomos combinados, os

subscritos de vem ser inteiros. Dividindo

pelo menor índice obtém-se: NO2

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FÓRMULAS MOLECULARES

A fórmula molecular não fornece apenas a

informação contida na fórmula empírica,

mas também nos diz quantos átomos de

cada elemento estão presentes em uma

molécula de uma substância.

A fórmula molecular de um composto é

encontrada determinando-se quantas

fórmulas empíricas unitárias são

necessárias para a massa molar medida

no composto.

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Exemplo 6

A Vitamina C (ácido ascórbico) contém

40,92% de C; 4,58% de H e 54,50% de

O, em massa. A massa molecular

experimentalmente determinada é 176u.

Quais são as fórmulas empírica e

molecular para o ácido ascórbico?

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Solução

Em 100 gramas de ácido ascórbico, temos: 40,92 gramas de C; 4,58 gramas de H; 54,50 gramas de O. Isto nos dá os mols de cada elemento:

(40,92g C) x (1mol/12,011g)=3,407moles de C.

(4,58g H) x (1mol/1,008g)=4,544mols de H.

(54,50g O) x (1mol/15,999g)=3,406mols de O.

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Solução

Determina-se a relação com menor

número inteiro, dividindo-se cada valor

pelo de menor quantidade de mols

(3.406 moles do Oxigênio):

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Solução

A quantidade relativa de mols de carbono e oxigênio parece ser igual, mas a quantia relativa de hidrogênio é mais alta. Considerando que não podemos ter “átomos fracionários” em um composto, nós precisamos normalizar a quantia relativa de hidrogênio para ser igual a um inteiro. 1.333 é 1 + 1/3, assim se multiplicarmos as quantias relativas de cada átomo por „3‟, deveremos obter valores inteiros para cada átomo.

C = (1.0) x 3 = 3

H = (1.333) x 3 = 4

O = (1.0) x 3 = 3

ou, C3H4O3

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Solução

Esta é a fórmula empírica para o ácido ascórbico. E a fórmula molecular? Falamos que, experimentalmente, foi determinada uma massa molecular de 176u.Qual é a massa molecular dafórmula empírica?

(3 x 12,011) + (4 x 1,008) + (3 x 15,999) = 88,062u.

A massa molecular da fórmula empírica é menor que a experimentalmente determinada. Qual é a relação entre os dois valores?

(176u /88,062u) = 2,0

Se multiplicarmos a fórmula empírica por „2‟, então a massa molecular estará correta. Assim, a fórmula molecular é:

2 x C3H4O3 = C6H8O6

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