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05/05/2012
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Universidade Federal da Paraíba Centro de Ciências Exatas e da Natureza
Departamento de Química Disciplina: Química Geral
Número Atômico, Massa Atômica, Mol, Número de Avogrado,Fórmula
empírica, molecular ... Curso: QGFQI Professora: Liliana Lira Pontes
Semestre 2012.1
Número de prótons de um átomo.
Número Atômico (Z)
A massa do átomo mais pesado conhecido é da ordem de 4 x 10-22g.
Ao invés de grama usa-se a unidade de massa atômica (u)
Uma u é igual a 1,66054 x 10-24 g.
Próton = 1,0073 u
Nêutron =1,0087 u
Elétron= 5,486 x 10 -4 u
Massa Atômica
Ex: Átomo de 1H tem massa 1,6735x10-24 g e o átomo de 16O
tem massa 2,6560 x 10-23g.
1 u = 1,66054 x 10-24 g e 1g = 6,02214 x 1023 u
1H =1,6735x10-24 X 6,02214 x 1023 = 1,0078 u
16O = 2,6560 x 10-23 X 6,02214 x 1023 = 15,9949u
Massa Atômica
Elementos encontrados na natureza como mistura de isótopos.
Massa atômica média = massa dos isótopos e suas abundâncias
relativas.
EX: O carbono, encontrado na natureza, é composto de
98,93% de 12C e 1,07% de 13C. As massas desses núcleos 12
u e 13,00335 u, respectivamente.
Massa atômica média
Massa Atômica Média
(0,9893) (12u) + (0,0107) (13,00335u) =
12,01u para o Carbono
A massa atômica média é também chamada
de Peso Atômico.
É A UNIDADE UTILIZADA PELOS QUÍMICOS, RELACIONADA
COM UM Nº GRANDE DE ÁTOMOS, ÍONS, MOLÉCULAS
MOL
O mol : origem da palavra latina mols
GRANDE PORÇÃO COMPACTA
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1 Mol = Quantidade de
matéria/número de átomos que
existe em exatamente 12 g do
isótopo-12 do carbono
MOL
Um mol é análogo de “dúzia”.
Uma “dúzia” pode ser definida como um número de latas de
refrigerante em uma embalagem de 12.
A massa de 1 mol de átomos de C12 é 12 g.
A massa de 1 átomo de C12 foi determinada pela espectrometria
de massa como 1,99265 x 10-23 g.
Número de átomos do C12 = 12 g
1,99265 x 10-23 g
= 6,0221 x 1023 átomos
Como o mol dá o número de átomos em uma amostra, segue que 1 mol de
átomos de qualquer elemento é 6,0221 x 1023 átomos do elemento. Então, 1
mol de quaisquer objetos representa 6,0221 x 1023 daqueles objetos.
6,02 x 1023
MOL NÚMERO FIXO DE PARTÍCULAS
1 mol de moléculas de H2O 6,02 x 1023 moléculas de H2O
1 mol de átomos de Cl 6,02 x 1023 átomos de Cl
1 mol de íons de Na+ 6,02 x 1023 íons de Na+
LORENZO ROMANO AMEDEO CARLO
AVOGADRO (1776-1856)
NA = Número de Avogadro = 6,02 x 10 23
Constante de Avogadro
Número de objetos por mol
NA = Número de Avogadro = 6,02 x 10 23
Constante de Avogadro
Usada na conversão entre a quantidade química (número de
mols) e o número de átomos,íons ou molécula
N = nNA
Número de
objetos Quantidade de
substância em
mol/Número de
mols
Número de objetos
por mol/número de
Avogrado
Converter o número de átomo a mols
EXEMPLO (1): Sabe-se que uma amostra de vitamina C
contém 1,29 x 1024 átomos de hidrogênio (bem como outras
espécies de átomos). Quantos mols de hidrogênio a
amostra contém?
Resposta: 2,14 mols
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EXEMPLO (2): A população aproximada da terra é 5,7 bilhões
de pessoas.
(a) Quantos mols de pessoas habitam a terra?
(b) Se todas as pessoas fossem debulhadores de vagens e
contadores das ervilhas, quanto tempo (em anos) levaria a
população inteira da terra para contar 1 mol de ervilhas à
velocidade de uma ervilha por segundo, trabalhando 24
horas por dia, 365 dias por ano?
Respostas: (a) 9,5 x 10-15 e
(b) 3,4 x 106 anos
UM MOL DE QUALQUER ELEMENTO TEM
MASSA EM GRAMAS IGUAL À MASSA
ATÔMICA DO ELEMENTO
1 mol de átomos dos elementos:
C, S, Cu, Pb e Hg
1 mol de moléculas de compostos
moleculares
1 mol de Fórmulas Unitárias de
compostos iônicos Massa Molar
A massa molar de um elemento é a massa por mol de seus
átomos; a massa molar de um composto molecular é a
massa por mol de suas moléculas; a massa molar de um
composto iônico é a massa por mol de suas fórmulas
unitárias. A unidade de massa molar em todos os casos é
grama por mol (g. mol-1)
O MM = 16 g.mol-1
H2SO4 MM = 2 x 1 + 32 + 4 x 16 = 98 g.mol-1
Na2SO4 MM = 2 x 23 + 32 + 4 x 16 = 142 g. mol-1
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Conhecendo a massa da amostra (m)
n = m/MM
no de mols Massa molar
Elemento = m (massa de um
átomo) x NA (constante de
avogrado)
Massa por mol de
um átomo
EXEMPLO (3): Em uma amostra típica de magnésio, 78,99% é
magnésio-24 (3,983 x 10-23 g), 10,00% é magnésio-25
(4,149 x 10-23 g) e 11,01% é magnésio-26 (4,315 x 10-23 g).
Calcule a massa molar de uma amostra típica de
magnésio, dadas as suas massas atômicas (em
parêntese).
Resposta: 24,31 g. mol-1
EXEMPLO (4): Em um dia, 5,4 kg de alumínio foram coletados
de um lixo reciclável. Quantos mols de átomos de Al o
lixo continha, dado que a massa molar do Al é 26,98 g.
mol-1?
Resposta: 200 mols de Al
EXEMPLO (5 ): Suponha que estamos preparando uma
solução de permanganato de potássio, KMnO4, e são
necessários 0,10 mol de composto. Sabendo que a massa
molar do permanganato de potássio é 158,04 g. mol -1,
calcule a massa do KMnO4
Como calcular a massa a partir do número de mols?
Resposta: 16g
EXEMPLO (6 ): Qual a massa de sulfato de hidrogênio sódico anidro você
deveria pesar para obter cerca de 0,20 mol de NaHSO4?
Resposta: 24g
Composição Percentual de Massa
A composição percentual ou porcentagem ponderal ou
porcentagem em massa de um elemento é a massa do
elemento expressa como uma porcentagem da massa total.
% composição = x 100 massa do elemento
massa total da amostra
Para saber a composição percentual de uma determinada
amostra é necessário calcular a % para cada elemento.
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EXEMPLO (7 ): Qual é a composição percentual da massa da
testosterona, C19H28O2, um hormônio sexual masculino?
%C = 79,17%
%H = 9,72%
%O = 11,11%
EXEMPLO (8 ): Por séculos, os aborígenes australianos usaram folhas de
eucaliptos para dores de garganta e outras dores. O ingrediente ativo
primário foi identificado com o nome de eucaliptol. A análise de uma
amostra de eucaliptol de massa total de 3,16g deu sua composição
como 2,46g de carbono, 0,373g de hidrogênio e 0,329g de Oxigênio.
Determine as porcentagens em massa de carbono, hidrogênio e oxigênio
no eucaliptol.
%C = 77,8%
%H = 11,8%
%O = 10,4%
Determinação da Fórmula Empírica
A fórmula empírica (ou fórmula mínima) expressa a
proporção mais simples de números inteiros entre os
átomos de cada elementos de um composto.
EX: A fórmula molecular é = número de
átomos real de cada elemento na molécula.
.. C6H12O6
A fórmula empírica da Glicose é CH2O,
átomos de carbono, hidrogênio e oxigênio
estão presentes na razão 1:2:1
A fórmula empírica de um composto é determinada a partir da
composição percentual de massa e da massa molar dos
elementos presentes.
EXEMPLO (9): vamos supor que um laboratório analisou a
vitamina C e relatou que a amostra tinha 40,9% de carbono,
4,58% de hidrogênio e 54,5% de oxigênio. Calcule a fórmula
empírica para a vitamina C.
Resolução;
a) Calcule o número de mols para cada elemento presente na
amostra;
b) Fórmula empírica deve ser expressa em números inteiros, assim
divida cada número de mols pelo menor valor encontrado para o
número de mols.
c) Se ainda não encontrar números inteiros deve-se multiplicar cada
valor encontrado por um número (tentativa e erro) para que se
encontre um valor mais próximo de um número inteiro que possa
ser arredondado). Resposta: C3H4O3
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Fórmula Empírica a partir de uma
Análise Indireta
Uma amostra de 0,5434 g de um líquido formado apenas por
C, H e O foi queimada com oxigênio puro, e foram obtidos
1,039 g de CO2 e 0,6369 g de H2O. Qual é a fórmula
empírica do composto?
C2H6O
Determinação da Fórmula Molecular
Para compostos iônicos, a fórmula empírica é a fórmula
unitária geralmente aceita.
Para compostos moleculares, os químicos preferem
fórmulas moleculares, porque dão o número real de átomos
de cada tipo presente na molécula.
Determinação da Fórmula Molecular
Em algumas situações, a fórmula empírica e a fórmula
molecular são as mesmas.
Ex: NH3; H2O.
Em geral, os subscritos de uma fórmula molecular são
múltiplos inteiros daqueles que aparecem na fórmula
empírica.
Determinação da Fórmula Molecular
Por exemplo:
C3H4O3
Massa molar da vitamina C = 176.12 g. mol-1
Fórmula molecular
Massa molar pode ser obtida (conhecida)
Fórmula empírica
Determina-se a fórmula
molecular
Massa molar da fórmula empírica= 88,06 g. mol-1
C6H8O6
Número para multiplicar = 2
EXEMPLO (10 ): Um certo produto químico que causa severos
danos à pele é composto de 44,2% de C, 43,5% de Cl,
9,82% de O, e 2,48% de H. Sabe-se que este composto tem
massa molar 326 g.mol-1. Qual é a sua fórmula empírica e
sua fórmula molecular?
C6H4Cl2O
C12H8Cl4O2
FÓRMULAS QUÍMICAS/REAÇÃO QUÍMICA E RELAÇÕES ESTEQUIOMÉTRICAS
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Reação Química
Transformação de uma ou várias
substâncias em relação a seu estado
inicial, dando origem a compostos
diferentes, que apresentam outras
características no estado final.
Lei da Conservação das Massas
Nenhuma quantidade de massa é criada ou
destruída em uma reação química
(1743 – 1794 ) Antoine Lavoisier
1774
Lei da conservação das massas
Estabelece
mreagentes = mprodutos
+
Lei da Conservação das Massas
C O2 CO2 +
12 g 32 g
44 g = 44 g
44 g
Lei das Proporções Constantes
A Lei de Proust diz que toda substancia apresenta uma
proporção constante, em massa, na sua composição e a
proporção na qual as substâncias reagem e se formam é
CONSTANTE
Químico Francês Louis Proust
1797
Lei das Proporções Constantes
Observação Para cada reação, a massa dos reagentes é igual à massa do Produto
(Está de acordo com a Lei de Lavoisier)
hidrogênio oxigênio água +
4 g 32 g 36 g
1ª experiência:
2ª experiência:
2 g 16 g 18 g
1ª experiência: 2 g
16 g
1 g
8 g
= massa de hidrogênio
massa de oxigênio =
2ª experiência: 4 g
32 g
1 g
8 g =
massa de hidrogênio
massa de oxigênio =
+
+
QUALQUER QUE SEJA O MÉTODO DE OBTENÇÃO DE UMA
SUBSTÂNCIA, ELA É SEMPRE FORMADA PELOS
ELEMENTOS QUÍMICOS COMBINADOS EM PROPORÇÃO CONSTANTE
Lei das Proporções Múltiplas
“As diferentes massas de um elemento, que reagem com a
massa fixa de outro elemento para formar compostos distintos
estão numa relação de números inteiros”.
Dalton
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Comprovação da Lei
Lei das Proporções Múltiplas
hidrogênio oxigênio água +
4 g 64 g 68 g
4 g 32 g 36 g
=
hidrogênio oxigênio +
32 g
64 g
32 g
64 g
:
:
32
32
= 1
2 A proporção é de 1 : 2
Quando dois elementos reagem formando substâncias diferentes, se a
massa de um dos dois permanecer constante, a massa do outro irá
variar segundo valores múltiplos.
1ª experiência:
2ª experiência:
Comprovação da Lei
O nitrogênio se combina com o oxigênio, formando diferentes
óxidos:
Verifica-se que, permanecendo constante a massa do
nitrogênio, as massas do oxigênio, entre si, numa relação
simples de números inteiros e pequenos, ou seja,
1:2:3:4:5.
Reação
Química
Produtos Reagentes
Equações
Químicas
CH4 + O2 CO2 + H2O
Representação
Informações adicionais: símbolos (g), (l), (s) e (aq)
CH4 (g) + O2(g) CO2(g) + H2O(g)
Ele. isolados
Sub. simples
Sub. compostas
índice
coeficiente
(s)- sólido
(l)- liquido
(g)- gasoso
(v)- vapor
(aq)- aquoso
- aquecimento
- luz
-formação de gás
- formação
de precipitado
- reversível
C
O2
H2O
2H2O
Componentes de uma Equação Química
Simbólica
Equação
Química
Química
Numérica
Desenvolvimento de calor
Exotérmica
Acontece com liberação de calor
Endotérmica
reação só ocorre com absorção de
calor
Sentido
Reversível Irreversível
Se da simultaneamente nos
dois sentidos.
Que ocorre em único sentido.
CaO + CO2 CaCO3 NaCl + AgNO3 AgCl + NaNO3
“libera calor” “recebe ou consume calor”
Tipos de reações químicas
Reações de Síntese
Duas ou mais substância originam
somente uma como produto.
A + B => AB
H2 + S => H2S
C + O2 => CO2
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Reações de análise ou decomposição
Formam-se duas ou mais substâncias a partir
de uma outra única.
AB => A + B
NaCl => Na + ½ Cl2
CaCO3 => CaO + CO2
Reações de deslocamento ou simples troca: Substância simples desloca um elemento de uma substância composta,
originando outra substância simples e outra composta.
AB + C => CB + A
Quando a substância simples (C) é um metal, ela deverá ser mais reativa que A, para
poder deslocá-lo.
Reatividade aumenta
Cs Li Rb K Ba Sr Ca Na Mg Be Al Mn Zn Cr Fe Co Ni Sn Pb H Sb As Bi Cu Ag Hg Pt Au
Um metal que vem antes desloca um que vem depois.
2 Na + FeCl2 => 2 NaCl + Fe
Reatividade ou eletronegatividade aumenta
F O N Cl Br I S C P
Quando a substância simples é um não metal, a reação ocorre se o não
metal (C) for mais reativo (eletronegativo) que o não metal B.
AB + C => CB + A
Reações de substituição ou dupla troca
Duas substância compostas são formadas a partir de outras
duas. Substituem-se mutuamente cátions e ânions.
AB + CD => AD + CB
As reações de neutralização são exemplos característicos de rações de
dupla troca.
HCl + KOH => KCl + H2O
Para a ocorrência das reações de dupla troca, deve ocorrer uma das
condições:
→ forma-se pelo menos um produto insolúvel
→ forma-se pelo menos um produto menos ionizado (mais fraco)
→ forma-se pelo menos um produto menos volátil.
Balanceamento de Equações Químicas
1. Verificar se o número de átomos de um elemento é o mesmo em
ambos os lados da equação, ou seja, se ela está balanceada.
2. Para balancear temos que colocar o coeficiente estequiométrico
antes dos símbolos
3. Coeficiente = 1 não é necessário escrever
H2O 2 átomos de hidrogênio e 1 de oxigênio
2H2O 4 átomos de hidrogênio e 2 de oxigênio
1. Para ajustar uma equação química usamos apenas os
coeficientes
2. Não se troca os subíndices;
Balanceamento de Equações Químicas
3. Os coeficientes usados no balanceamento de uma
equação química devem ser sempre os menores
números inteiros possíveis
4. Método das tentativas
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Método Por Tentativa
1. Começar com o elemento que aparecer apenas uma vez no lado dos
reagentes e no lado dos produtos;
C2H6O + O2 CO2 + H2O
C2H6O + O2
2CO2 + 3H2O C2H6O + 3O2
2CO2 + 3H2O
Equação balanceada !
CaO + P2O5 Ca3 (PO4)2
Os elementos que estão
entre parênteses são
multiplicados por 2
3CaO + P2O5 Ca3 (PO4)2
Interpretação importante de uma
equação química:
2Na(s) + 2 H2O(l) 2NaOH(aq) + H2(g)
Quando quaisquer 2 átomos de sódio reagem com 2 moléculas de
água, eles produzem 2 fórmulas unitárias de NaOH e 1 molécula de
hidrogênio
Quando usarmos o número de Avogrado (quantidade de átomos) 6,0221 x 10 23
Quando quaisquer 2 mols átomos de sódio reagem com 2 mols
moléculas de água, eles produzem 2 mols fórmulas unitárias de NaOH
e 1 mols molécula de hidrogênio.
Exercício
Faça o balanceamento das equações:
