Loading presentation...

Present Remotely

Send the link below via email or IM

Copy

Present to your audience

Start remote presentation

  • Invited audience members will follow you as you navigate and present
  • People invited to a presentation do not need a Prezi account
  • This link expires 10 minutes after you close the presentation
  • A maximum of 30 users can follow your presentation
  • Learn more about this feature in our knowledge base article

Do you really want to delete this prezi?

Neither you, nor the coeditors you shared it with will be able to recover it again.

DeleteCancel

Make your likes visible on Facebook?

Connect your Facebook account to Prezi and let your likes appear on your timeline.
You can change this under Settings & Account at any time.

No, thanks

Massa, Mol e cálculos

No description
by

Claudia Bortolato

on 11 September 2014

Comments (0)

Please log in to add your comment.

Report abuse

Transcript of Massa, Mol e cálculos

Massa, Mol e cálculos
design by Dóri Sirály for Prezi
Massas atômicas e
massas moleculares
A massa de um átomo depende do número de elétrons, prótons e nêutrons que o constituem. O conhecimento da massa atômica é de extrema importância no trabalho laboratorial.
Mol e massa molar
Mol é uma quantidade

Assim como ao falar em dúzia não importa se nos referimos a bananas, laranjas, pessoas ou carros, estamos sempre nos referindo a uma quantidade -
doze
- de alguma coisa, quando nos referimos à dezena estamos nos referindo à quantidade dez de alguma coisa.

Para
mol
também estamos nos referindo a uma certa
quantidade
de alguma coisa.

A única diferença entre dúzia, dezena e mol é a quantidade que representam.

Se dúzia sugere imediatamente 12, dezena sugere 10, basta saber agora quanto o mol representa.

A quantidade é MUITO grande: 6,02 x 10 exp23.

602.000.000.000.000.000.000.000

Cálculos da quantidade de Mol
Mol e número de Avogadro: qual a relação?
Química analítica quantitativa
Mas os átomos são partículas extremamente pequenas - mesmo o menor grão de poeira que a nossa vista possa detectar contém cerca de 1 x 10 exp 16 átomos!
De acordo com uma convenção internacional, massa atômica é a massa de um átomo em unidades de massa atômica (u).

Uma unidade de massa atômica é definida como a massa igual a exatamente 1/12 da massa de um átomo de carbono-12.

O carbono-12 é o isótopo do carbono constituído por seis prótons e seis nêutrons. Por convenção, estabeleceu-se que a massa atômica do carbono-12 é igual a 12 u, e é o padrão para a medida de massas atômicas de outros elementos.

Experimentalmente, verifica-se que, em média, um átomo de hidrogênio contém apenas 8,400% da massa do carbono- 12. Assim, se considerarmos que a massa de um átomo de carbono-12 é igual a exatamente 12 u, a massa do hidrogênio será 0,084 x 12,00 u, ou seja, igual a 1,008 u.

Cálculos análogos mostram que as massas atômicas do oxigênio e do ferro são, respectivamente, iguais a 16,00 u e 55,85 u. Embora não tenhamos conhecimento de qual é a massa atômica média do ferro, sabemos que é 56 vezes superior à massa do hidrogênio.
As leis ponderais
Atualmente, sabe-se que as leis ponderais estão relacionadas com a constituição atômica da matéria.

Como todas as substâncias são formadas por
átomos
e estes
não são destruídos nas reações químicas
usuais, o número de átomos de cada elemento
em um composto é fixo
e
também são constantes as quantidades totais de cada elemento, apesar das transformações químicas
.

Embora isso nos pareça muito simples, a humanidade demorou muitos séculos para chegar a estas conclusões.

Hoje a base para o estudo de química e de outras áreas da ciência está na conservação da matéria e na lei de proporções múltiplas.
Calculos estequiométricos envolvendo uma reação
Calculos estequiométricos envolvendo volume molar
Calculos com excesso de reagentes
Massa atômica
média ponderada
Ao consultarmos a tabela de massas atômicas, na tabela periódica por exemplo, verificamos que o valor da massa atômica do carbono é 12,01 u e não 12,00 u. Essa diferença pode ser explicada pelo fato de que a maior parte dos elementos (incluindo o carbono) existentes na natureza possui mais de um isótopo.
Por essa razão, quando se determina a massa atômica de um elemento, geralmente indica-se o valor da massa média da mistura natural de seus isótopos.


1/12 do átomo de C-12
A massa atômica do elemento é determinada pela média ponderada das massas atômicas dos seus isótopos.

Isso é feito multiplicando-se as massas atômicas de cada isótopo pela porcentagem que aparece na constituição do elemento. Depois, somam-se esses valores, que são divididos por 100, resultando na porcentagem total.
Calculando a massa atômica (MA) do Ne, sabendo que:

Ne-20 ............ 90,92%
Ne-21 ............ 0,26%
Ne-22 ............ 8,82%

MA neônio = (20 . 90,92) + (21 . 0,26) + (22 . 8,82)
100
MA neônio = 20,179 u


Massa molecular
É usada para substâncias moleculares, ou seja, átomos ligados através de um compartilhamento de pares de elétrons, que são as denominadas ligações covalentes.

A massa molecular é conseguida multiplicando-se a quantidade de átomos de cada elemento pelas suas massas atômicas e somando-se os resultados.

Por exemplo, a molécula de gas carbônico, ela contém um carbono e dois oxigênios, assim multiplicaremos a massa atômica do carbono por 1; e a do oxigênio por dois, somando-as posteriormente:

MM CO2 = (1 . MAC) + (2 . MAO)

MMCO2 = (1 . 12) + (2 . 16)

MMCO2 = 12 + 32

MMCO2 = 44 u
É o mesmo cálculo realizado para a massa molecular, porém, para compostos iônicos.
Nesse caso podemos usar um nome diferente, porque eles não estão agrupados em moléculas, mas em aglomerados de íons. Como não existem as moléculas, evidentemente não há sentido em falar em massa molecular, porém o raciocínio do cálculo é o mesmo.

Exemplo:

NaCl

23 +35,5 = Massa-fórmula do cloreto de sódio = 58,5 u



Massa-fórmula

Mol NÃO é uma unidade de medida,
é uma QUANTIDADE
.

Usamos mol para indicar uma quantidade do que quiser mas, assim como usamos dúzia quando apropriado, tomaremos esse cuidado também com o mol.

Você NÃO vai à padaria e pede: "Por favor, poderia me fornecer 10 mols de pães?"

Mol é apenas usado para PARTÍCULAS, só nos referimos a mols de átomos, moléculas, íons, prótons, elétrons, etc.

Na química, como lidamos com átomos e moléculas e estes são muito pequenos, uma pequena quantidade de qualquer substância possui um número muito grande deles. Neste caso, o mol é bastante apropriado e útil.
Quantificando em mol

Para 6,02 x 10 exp 23 moléculas, falamos 1 mol de moléculas.

Quando em uma amostra há meio mol de moléculas existem 3,01 x 10 exp 23 moléculas
(ou seja: 6,02 x 10 exp 23 dividido por dois).

Mesmo raciocínio que usávamos no 3o. ano, quando a "tia" falava de duzia de bananas!

Complicando... ou tentando complicar

Vamos voltar ao 3o. ano e pegar um problema mais difícil:

Quantas patas há em uma dúzia de galinhas? E quantos bicos?

A resposta deve ter sido imediata: duas dúzias (ou 24) patas e uma dúzia (ou 12) bicos. Seu raciocínio foi o seguinte:
cada galinha tem duas patas, portanto, doze galinhas têm 2 x 12 = 24 patas; cada galinha tem um bico portanto doze galinhas têm 1 x 12 = 12 bicos.


Veja agora este problema de Química:

Em um mol de moléculas de água (H2O), quantos átomos de hidrogênio existem? E quantos átomos de oxigênio existem?

Você resolverá da mesma forma:

Se uma molécula de água tem dois átomos de hidrogênio, um mol de moléculas têm (1 x 2) = 2 mol (ou 12,04 x 10 exp 23) de átomos de hidrogênio.
Se cada molécula de água tem um átomo de oxigênio, um mol de moléculas de água têm (1 x 1) = 1 mol (ou 6,02 x 10 exp 23) de átomos de oxigênio.
O que MOL mede?
NADA, MOL não mede nada
A constante de Avogadro
O número de Avogadro
Esse estranho número, 6,02 x 10 exp 23, recebeu o nome de número de Avogadro em homenagem a Amedeo Avogadro, físico italiano que trabalhou na teoria cinética dos gases e imortalizou-se pela conhecida hipótese de Avogadro: "Volumes iguais de uma substância gasosa, nas mesmas condições de temperatura e pressão, contêm o mesmo número de moléculas."
O termo molar (do latim moles, que significa "grande massa") foi inicialmente introduzido na química pelo químico alemão August Wilhelm Hofmann, por volta de 1865.

O termo foi introduzido para indicar uma grande massa
macroscópica, contrariando assim a palavra "molecular"
(palavra também derivada de moles, pela adição do sufixo
"-cula", significando "pequeno" ou "diminuto").

Esse uso particular do termo molar foi se tornando comum na literatura física por volta do ano de 1940.
O uso mais restrito do termo
molar, significando
não somente uma amostra macroscópica, mas preferivelmente
uma massa em gramas
que reflete a massa de todas as moléculas contidas, bem como o uso da terminologia "
mol
", é geralmente atribuído ao físico-químico alemão Wilhelm Ostwald. Este termo aparece em vários livros científicos do século XX.
De forma irônica, o uso do termo empregado por Ostwald esteve relacionado com sua crítica à teoria atômico-molecular e sua tentativa de estabelecer uma alternativa macroscópica para a discussão das leis estequiométricas.

Embora o uso da definição de volume molar dos gases (22,4 L nas CNTP) tenha aparecido mais cedo — início do século XX em livros norte-americanos — a interconversão explícita de mol para grama, com o objetivo de facilitar na resolução de problemas estequiométricos, foi mais comum após 1950.
"Mol é a quantidade de matéria de um sistema que contém tantas entidades elementares quanto são os átomos contidos em 0,012 quilograma de carbono-12; seu símbolo é "mol".


Essa definição foi adotada pelo CIPM (Comitê Internacional de Pesos e Medidas) em 1967 e, em 1971, ratificada pela XIV Conferência Geral de Pesos e Medidas (Resolução 3, 1971). Em 1980, o CIPM confirmou novamente esta definição, adicionando a informação de que os átomos de carbono-12 não estariam ligados por meio de ligações químicas, mas em seu estado fundamental.
Avogadro explicou a lei dos volumes das combinações de gases de Gay-Lussac,
estabeleceu a fórmula da água como H2O ao invés de HO,
distinguiu entre átomos e moléculas,
distinguiu massas moleculares de massas atômicas, e
permitiu o cálculo de massas atômicas sem precisar de recorrer às regras impostas por John Dalton.
Avogadro tornou comum o uso da matemática em química, e pode ser considerado um dos fundadores da Físico Química.
Lorenzo Romano Amedeo Carlo Avogadro, Conte di Quarequa e di Cerreto (1776 - 1856), nasceu em Turim, Itália, em 9 de agosto de 1776. Ele era filho do Conde Filippo Avogadro e Anna Maria Vercellone. Seu pai era um advogado célebre, tendo sido eleito presidente do senado de Piemonte em 1799, enquanto lá reinava Vittorio Amadeo III.

Avogadro foi para a escola em Turim para seguir a carreira dos homens da família, de advogados eclesiásticos (a Igreja Católica mandava em tudo naquela época), formando-se bacharel em Direito em 1792 (com 16 anos). Quatro anos depois ele defendeu o seu Doutorado, e começou a praticar a advocacia.

Lá por voltas de 1801 ele já era o secretário da prefeitura da cidade de Eridano, porém mesmo tendo uma carreira de advogado de sucesso, Avogadro tinha muito interesse nas ciências naturais, tanto que antes de se tornar secretário da prefeitura, já havia começado a estudar, por sua própria conta, Física e Matemática. Sua primeira pesquisa científica ele fez junto com seu irmão Felice sobre eletricidade. E ele fez suas pesquisas tão bem que se tornou demonstrador na Academia de Turim, sendo convidado alguns anos depois (1809) a ocupar o cargo de Professor de Filosofia Natural no colégio de Verselli.

O primeiro posto de Física Matemática da Itália foi montado na Universidade de Turin em 1820. Sendo apontado para o cargo próprio, Amadeo Avogadro. Dizem seus historiadores que aquela época era uma época de brigas políticas lá na Itália, de formas a que Avogadro perdeu a sua cadeira de Professor em Turim logo dois anos depois e apenas dez anos mais tarde que a cadeira de Física Matemática foi restabelecida, e então Avogadro foi reconduzido ao posto, onde permaneceu até se aposentar, quase trinta anos depois.

O título de Conde ele havia recebido por herança de seu pai, ainda em 1787. Era casado com Felicitá Mazzé e teve seis filhos.

Era uma pessoa modesta, e trabalhava sozinho, o que pode ter corroboradado o para a sua relativa obscuridade, particularmente fora da Itália. Faleceu em 9 de Julho de 1856, sem ter visto nenhuma de suas idéias e teorias tendo sido aceitas pela comunidade científica de sua época.
O número de entidades elementares contidas em 1 mol correspondem à constante de Avogadro, cujo valor é 6,02 x 10 exp 23 / mol. Esta comparação foi estipulada porque 1 mol coincide com o número de Avogadro.

1 mol de entidades 6,02 x 10 exp 23 entidades MA ou MM em gramas
Segundo Lavoisier: “existe uma quantidade igual de matéria antes e depois do experimento; a qualidade e a quantidade dos elementos permanece precisamente a mesma e nada acontece além de mudanças e modificações nas combinações desses elementos.”

Lavoisier, em seu livro "Tratado Elementar de Química", afirmou que as reações químicas acontecem sem variação de massa. Esta sua afirmação, fez com que a famosa frase: na natureza nada se cria, nada se perde, tudo se transforma, fosse atribuída a ele como título da primeira lei ponderal. Mas esta frase não foi mencionada por Lavoisier! Na realidade foi escrita bem antes dele num resumo do livro I do poema “De Rerum Natura” (“Sobre a Natureza das Coisas”) pelo filósofo e poeta latino Lucrécio que viveu no século I a.C.

Aliás, essa afirmação também não é original de Lucrécio, pois ele se baseou nas ideias de um filósofo grego chamado Epicuro.

Mas na época dos gregos e de Lucrécio ainda não haviam sido desenvolvidas teorias científicas sobre a transformação da matéria. Por isso que é atribuída a Lavoisier a constatação do princípio da conservação da matéria.
Este princípio foi fundamental para o esclarecimento das outras leis ponderais, que mostram as relações numéricas entre quantidades de reagentes e produtos ou entre as massas dos elementos nos diferentes compostos. Portanto, a lei de Lavoisier viabilizou a aplicação da matemática à química e os cálculos necessários para realizar análises quantitativas.
Em 1792, Jeremias Benjamin Richter publicou um livro intitulado Anfangsgründe der Stöchyometrie que tinha como subtítulo “A Arte de Medir Elementos Químicos”. Nessa obra ele propunha que: se duas substâncias de composição conhecida, AB e CD reagem para formar o composto BD, as composições dos dois produtos AC e BD podem ser calculados. Essa proposta resulta da aplicação do princípio de Lavoisier e expressa a lei das proporções recíprocas.
Em 1799, o francês Joseph Louis Proust responsável por um excelente laboratório em Madrid, demonstrou que a composição do carbonato de cobre era sempre a mesma, independente do modo como foi preparado e de onde veio, ou seja, da localização geográfica da jazida mineral. A partir daí, nasceu uma terceira lei ponderal que se refere às proporções definidas que quer dizer que as proporções dos elementos em um dado composto são constantes.
No entanto, a relação entre as leis ponderais e a teoria atômica só surgiu nos trabalhos de John Dalton, que na época era um professor primário em Manchester, na Inglaterra. Dalton foi autor, no início do século XIX, de um dos primeiros modelos de átomo na fase moderna da química.
Lei ponderal de Richter: “se duas substâncias de composição conhecida, AB e CD reagem para formar o composto BD, as composições dos dois produtos AC e BD podem ser calculados.”
/ mol
6,02 x 10 exp 23 / mol
de massa molecular para massa molar
ou
de u para g/mol
Sabendo que 1 u = 1,67 x 10 exp -24 g

Para o átomo de H

1 átomo tem massa atômica = 1u
1 mol de átomos tem massa = ?
6,02 x 10 exp 23 /mol
x 1,67 x 10 exp -24 g = 1 g/mol
no. de Avogadro
Full transcript