Quantidade de matéria, estado gasoso e transformação dos

gases: Resumo das constantes e fórmulas mais importantes.

Quantidade de matéria.

*Constante de Avogadro: 6,02 x 10²³ entidades elementares (íons, átomos, elétrons, etc.)

*Massa atômica (MA) de um elemento (Oferecida quase sempre como dado): Pode ser

calculada quando se conhece a massa atômica dos isótopos que conformam o átomo do

elemento em questão, e a porcentagem que cada um deles representa no peso total de dito

átomo. É determinada achando a média ponderada destes valores.

Ex.: Massa atômica do cloro (Cl)

Isótopos do Cl:

Cl 35u --------------------- peso 75,4% (Onde u: Unidade de Massa Atômica.)

Cl 37u_____________peso 24,6%

Cl (MA)= 35 x 75,4 + 37 x 24,6

100

*Massa molecular (m) é a soma das massas atômicas dos elementos que conformam uma molécula determinada.

Ex.: Massa molecular da água (H2O)

Dados: MA (H)= 1u MA (O)= 16u ; logo:

m (H2O)= 2 (1) + 1 (16)

m (H2O)= 18u

*Massa molar (M) dum elemento químico: para cada elemento apresenta o mesmo valor numérico que o da massa atômica (MA) com a diferença de que seu valor é expressado em g. Assim conhecendo o valor da massa atômica de um elemento, dito valor pode ser convertido em massa molar apenas mudando a unidade de medida para g.

Ex.:

Massa Atômica Massa Molar

56u 56g

34u 34g

1u 1g

Lembrar que no caso da massa molar dum elemento, não está se referindo à massa dum átomo e sim à massa dum mol (6,02 10²³) de átomos de dito elemento.

*Massa molar de uma substância química representa à massa dum mol de moléculas (em substâncias moleculares) ou de um mol de fórmulas unitárias (em compostos iônicos) dessa substância. Assim no caso duma substância molecular a sua massa molar seria igual numericamente à massa molecular da mesma, com a diferença da unidade de medida, que para M é g/mol.

Ex.: Massa molar da água.

M (H)= 1g/mol. M(O)=16 g/mol.

M(H2O) = 2(1g/mol) + 1(16g/mol).

M(H2O) = 18g/mol. Logo fica comprovado que numericamente: m (H2O) = M(H2O)

Outro Ex.:

Massa molar do cloreto de sódio.

M(Na) = 23g/mol. M(Cl) = 35,5g/mol.

M(NaCl) = 58,5g/mol

Estado Gasoso

Densidade é a grandeza que permite determinar quanto há de massa em um certo volume.

d= m/V (d=g/cm³, m=g, V=cm³)

Regras de conversão: 1 cm³= 1ml; 1000ml= 1000cm³= 1L; 1000L= 1M³.

Pressão é uma grandeza que altera muito o volume de uma substância gasosa.

Temperatura: Intimamente relacionada com o volume e a velocidade das moléculas, e no caso das substâncias gasosas, exerce grande influência na expansão dos gases.

Quando se trabalha com gases, a unidade de medida utilizada na hora de representar seu valor é o K (Kelvin).

K é a unidade de medida de T (temperatura termodinâmica) que representa a escala absoluta de temperatura, na qual o zero equivale a -273º C, tal que 0º C = 273 K.

Na hora de transformar º C a K, é suficiente somar o valor da temperatura em º C a 273 k. (T=t/º C + 273)

Ex.: 40 º C = 313 K

23 º C= 300 K

-15º C= 258 K

0 K (-273 º C) indica a temperatura na qual as partículas dum gás não teriam energia cinética e seu volume se reduziria a zero.

1mol moléculas de qualquer gás nas condições normais de temperatura e pressão (CNTP) ocupa um volume de 22,7 L. Logo:

1mol CO2 ocupa um volume de 22,7 L

1mol H2O (g) ocupa um volume de 22,7 L

2 mol O3 (g) ocupam volume 45,4 L

½ mol N2 (g) ocupa um volume de 11.35 L

12,04 x 10²³ moléculas de H2 ocupam um volume de 45,4 L.

CNTP: t.: 0º C = T= 273 K; P.: 760 mm Hg= 1 atm.

Transformação dos gases.

Transformações isotérmicas (T= constante) Lei de Boyle Mariotte.

P V=P’ V’

P: Pressão inicial; V: Volume inicial; P’: Pressão final; V’: Volume final.

Transformações isobáricas (P= constante) Lei de Charles Gay Lussac.

V / T=V’ / T’

V: Volume inicial; T: Temperatura inicial; V’: Volume final; T’: Temperatura final.

Transformações isocóricas, isométricas ou isovolumétricas (V= constante)

P / T = P’ / T’

P: Pressão inicial; T: Temperatura inicial; Pressão final; T’: Temperatura final.

Na realidade as leis dos gases que foram expostas têm um limite para a sua verificação nos gases reais. É por isso que surge a EQUAÇÃO GERAL DOS GASES, uma relação matemática que correlaciona as três grandezas –pressão, volume e temperatura.

*Equação geral dos gases

PV /T= P’V’ /T’

*Volumes de reagentes e produtos gasosos nas CNTP.

Quando um problema oferece como dados a massa e/ou volume de determinada substância reagente ou produto gasoso, assim como a representação da reação química, para a partir destes dados obter a massa ou o volume duma outra substância envolvida no processo, a solução da incógnita se resume a uma simples regra de três. Isto é válido sempre que o processo aconteça nas CNTP

Ex.:

Quantos gramas de ácido clorídrico precisam reagir com carbonato de cálcio, para que se obtenham 5,675L de gás carbônico nas CNTP?

Dada a equação:

2HCl + CaCO3 CO2

Resolução:

Como é oferecido volume como dado, e pedem achar uma massa, para calcular

devo estabelecer a relação massa M ----- volume V.

Logo segundo a equação oferecida

2HCl 1CO2= 22,7L

Logo restaria determinar qual é a massa dos 2 mols de ácido clorídrico que aparecem na equação e que produzem 1 mol de gás carbônico.

M (H)= 1g M(Cl)= 35,5g

M(2HCl)= 2 [1(1g) + 1 (35,5g)]

= 73g

Logo:

73g HCl produzem 22,7L de gás carbônico.

Pergunta: Se 73g HCl produzem 22,7L de gás carbônico, quantos gramas de HCl se precisam para obter 5,675L de gás carbônico?

Expressar a mesma pergunta na forma de regra de três:

73g HCl--------------------22,7L CO2

X --------------------5,675L CO2

73 x 5,675 / 22,7 = 18,25g R/ Precisam-se 18,25g de HCl para produzir 5,675 L de CO2