RELAÇÕES DE MASSA
A ciências nas ultimas décadas tem avançado de forma
muito rápida, de forma a contribuir bastante para a
sociedade. A química possibilitou a humanidade uma
melhora substancial em sua qualidade de vida, pois a
partir de seus princípios foram criados medicamentos,
combustíveis, alimentos, tecidos, polímeros, etc. No
entanto, para que a Química fosse economicamente
viável, tivemos que aprender a manuseá-la e quantificala. A quantificação nos permitiu saber exatamente o quanto
gastar de reagentes e o quando produzir. Nesse capítulo
estaremos
tratando
conceitos
fundamentais
que
conseguiram quantificar a Química e transformar sua
indústria.
UNIDADE DE MASSA ATÔMICA (u)
Quando pesamos um pacote de açúcar e dizemos que ele
pesa 5 kg, estamos comparando a massa do pacote com
certa massa-padrão, que é o quilograma.
É muito importante, tanto nas atividades em laboratório
como nas indústrias, saber antecipadamente as
quantidades de reagentes que devemos usar para obter a
quantidade desejada de produtos.
Generalizando, podemos dizer que para pesar ou medir
alguma coisa torna-se necessário:
• Escolher um padrão, o que é feito sempre
arbitrariamente; por exemplo, nós pesamos o pacote de
açúcar em quilograma; já os ingleses o pesariam em libra
(que corresponde a aproximadamente 0,454 kg);
• Usar uma unidade (ou seus múltiplos ou submúltiplos)
compatível com a grandeza a ser medida; por exemplo,
para pesar caminhões, navios etc., é mais conveniente
utilizar toneladas do que miligramas; de fato, um caminhão
que pesa 10 toneladas pesa também 10.000.000.000 mg,
mas o primeiro número é, sem dúvida, muito mais prático
para nossos cálculos.
Os átomos e as moléculas são partículas tão pequenas que
as unidades usuais não seriam convenientes (por exemplo,
hoje, sabemos que um átomo de hidrogênio pesa
aproximadamente 0,000000000000000000000001660 g).
Qual seria, então, a unidade conveniente para pesar
átomos e moléculas?
Surgiu então entre os químicos a idéia de usar um certo
átomo como padrão de pesagem dos demais átomos e
moléculas.
Atualmente, o padrão escolhido é o átomo do isótopo de
carbono de número de massa igual a 12 (é o átomo que
possui 6 prótons e 6 nêutrons em seu núcleo).
Esse átomo foi atribuída arbitrariamente a massa 12 (para
coincidir com seu número de massa); então, desse átomo
separou-se uma fração correspondente a 1 , que é usada
12
unidade internacional para a medida das massas atômicas
e moleculares. Assim, resulta a definição:
Unidade de massa atômica (u) é igual a
átomo de isótopo de carbono-12 (C12).
1
12
da massa de um
,
O C12 foi escolhido em 1962 e é usado atualmente em todos
os países do mundo.
Hoje com auxilio de ferramentas é possível determinar
experimentalmente que a unidade de massa atômica (u)
vale aproximadamente 1,66 . 10-24 grama.
MASSA ATÔMICA
Vamos supor que existisse uma “balança imaginária” com
sensibilidade suficiente para pesar um único átomo. Vamos
supor, ainda, que fosse possível efetuar a seguinte
pesagem:
• Colocar um único átomo de flúor num dos pratos da balança;
• No outro prato, colocar gradativamente as frações
correspondentes à unidade de massa atômica (u). Notaríamos
que são necessárias 19 u para equilibrar o átomo de flúor;
dizemos, então, que a massa atômica do flúor é 19 u.
Concluindo, podemos dizer que:
Massa atômica é a massa do átomo medida em unidades de massa
atômica (u).
A massa atômica indica quantas vezes o átomo considerado é
1 ,
mais pesado que 12
do isótopo do C12 .
As
massas
atômicas
dos
diferentes átomos podem ser
determinadas experimentalmente
com grande precisão, usando um
espectrômetro de massa.
Para facilitar nossos cálculos não usaremos esses valores
exatos; faremos um “arredondamento” para o número inteiro
mais próximo:
MASSA ATÔMICA DE UM ELEMENTO
A massa atômica de um elemento é a média ponderada
das massas atômicas de seus isótopos. Vejamos como se
calcula a massa atômica do elemento neônio, que é
constituído de três isótopos.
Logo, a massa atômica do elemento neônio será igual a
20,179 u, e a sua representação na tabela periódica é feita
conforme indicado na ilustração ao lado.
MASSA MOLECULAR
Com as moléculas, pode ser repetido o que foi feito com os
átomos. Vamos considerar novamente a “balança
imaginária”.
Se pudéssemos colocar, por exemplo, uma única molécula
de CO2 em um dos pratos da balança, notaremos que são
necessárias 44 unidades de massa atômica (u) no outro
prato, a fim de equilibrar a balança. Dizemos, então, que a
massa molecular do dióxido de carbono (CO2) é 44 u. Dessa
idéia resulta a definição geral:
Massa molecular é a massa da molécula medida em unidades de
massa atômica (u).
De acordo com o que já foi dito para as massas atômicas,
podemos repetir que amassa molecular indica quantas
1 ,
vezes a molécula considerada é mais pesada que 12
do
isótopo do C12 .
É a soma das massas atômicas dos átomos que
constituem as moléculas.
O cálculo prático da massa molecular é feito considerando
que uma molécula é uma “soma” de átomos. Daí
concluiremos que o caminho mais fácil para obter a massa
molecular é exatamente o de somar as massas atômicas
dos átomos formadores da molécula considerada. Voltemos
ao exemplo do CO2 :
Mais dois exemplos de cálculo de massas moleculares, a
partir das massas atômicas aproximadas:
CONSTANTE DE AVOGADRO OU NÚMERO DE AVOGADRO
Como contar a quantidade de grãos de arroz existentes
num saco de 5 kg? Existe uma maneira mais prática do
que contar os grãos um por um. Inicialmente contamos
certa quantidade de grãos e determinamos sua massa. A
seguir estabelecemos uma relação entre a massa dessa
quantidade fixa e a massa do arroz contida no saco.
Veja como isso pode ser feito:
Vamos supor que 100 grãos de arroz tenham massa de 2 g.
Usando a relação entre massa e número de grãos, temos:
Um procedimento semelhante nos permite descobrir o
número de partículas numa amostra.
Amedeo Avogadro (1776-1856) foi o primeiro cientista a
conceber a idéia de que uma amostra de um elemento,
com massa em gramas numericamente igual à sua
massa atômica (MA), apresenta sempre o mesmo número
de átomos (N).
Avogadro não conseguiu determinar o valor de N. Ao longo
do século XX, muitos experimentos — bastante
engenhosos — foram feitos para determinar esse número
N, denominado posteriormente Número de Avogadro
(Constante de Avogadro), em homenagem ao cientista.
Esse número (N) tem como valor aceito atualmente:
Em uma massa em gramas numericamente igual à massa
atômica, para qualquer elemento, existem 6,02.10-23 átomos.
Em uma massa em gramas numericamente igual à massa
molecular (MM), para qualquer substância molecular,
existem 6,02.10-23 moléculas.
Em 201 g de mercúrio
existem 6,02.1023 átomos
deste elemento.
Em 342 g de sacarose há
6,02.1023 moléculas desta
substância.
Em 18 g de água encontramos 6,02.1023 moléculas de
água.
CONCEITO DE MOL
No cotidiano, várias mercadorias são vendidas “em
conjunto” ou “por atacado”. Normalmente não se compra
um ovo, mas sim uma dúzia de ovos; não se compra uma
folha de papel, mas sim uma resma de papel (pacote com
500 folhas); não se compra um tijolo, mas sim um milheiro
de tijolos (1.000 tijolos); e assim por diante.
Na Química, ocorre algo semelhante. O átomo é tão
pequeno que é impossível “trabalhar”, “pesar” etc. um
único átomo. Mesmo uma dúzia, uma resma, um milheiro
de átomos são quantidades extremamente pequenas.
Os químicos procuraram então uma quantidade de
átomos que pudesse ser “pesada” em balanças comuns.
A escolha mais lógica foi considerar uma quantidade de
átomos que, “pesada”, fornecesse em gramas, o mesmo
número já estabelecido como massa atômica. Veja, por
exemplo, o caso do ferro (representação esquemática):
Evidentemente o mesmo raciocínio pode ser feito em
relação a moléculas, íons etc. Pois bem, a esse conjunto
de N partículas foi dado o nome de mol. A definição oficial
de mol, de acordo com o Sistema Internacional de
Unidades (SI), é:
Mol é a quantidade de matéria de um sistema que contém tantas
entidades elementares quantos átomos existem em 0,012 kg de
carbono-12.
Como em 12 g de C12 existem 6,02.1023 átomos:
Mol é a quantidade de substância que contém 6,02.1023
entidades.
A palavra mol, introduzida na Química por Wilhem
Ostwald em 1896, vem do latim mole, que significa
“monte”, “amontoado” ou “quantidade”; observamos
também que foi da palavra mole que se originou molécula,
significando pequena quantidade.
Mas, afinal, quanto vale esse número N que utilizamos para
chegar ao conceito de mol? Hoje sabemos que seu valor é
aproximadamente 602.000.000.000.000.000.000.000 (ou,
abreviadamente, 6,02.1023 partículas/mol).
A esse valor foi dado o nome de constante de Avogadro, em
homenagem ao químico italiano Amedeo Avogadro.
Avogadro intuiu que esse valor seria constante, mas
somente técnicas mais modernas permitiram determinar
seu valor numérico.
Atualmente a constante de Avogadro pode ser
determinada, com razoável precisão, por vários métodos:
eletrólise, emissões radioativas, raios X (medindo-se a
distância entre os átomos num cristal) etc. É importante
assinalar que os vários métodos dão resultados
concordantes.
A constante de Avogadro (6,02.1023) é extremamente
grande. Se pudéssemos contar, uma por uma, todas as
moléculas existentes em 1 mol (342 g) de sacarose (que é
o açúcar comum), contando uma molécula por segundo,
demoraríamos
190.000.000.000.000
séculos
para
completar a contagem!
O SI estabelece que quando se utiliza o mol, as entidades
elementares devem ser especificadas, podendo ser
átomos, moléculas, íons, elétrons, assim como outras
partículas ou agrupamentos especificados em tais
partículas:
Exemplificando, temos:
Enfim, mol deve ser entendido como quantidade de matéria
ligada a um número de partículas — uma noção tão
simples quanto dúzia, resma, milheiro etc.
MASSA MOLAR (M)
Massa molar é a massa que contém 6,02.1023 entidades. Sua
unidade é grama mol–1 (g/mol).
ou
Massa molar (M) é a massa, em gramas, de um mol da
substância (ou elemento ou íon etc.).
Veja alguns exemplos:
Usualmente as quantidades das substâncias, dos
elementos, dos íons etc. são dadas em gramas (ou
quilogramas ou toneladas etc.). Entretanto, todos os
cálculos químicos se simplificam se usamos as
quantidades de matéria na sua unidade — mol. Torna-se
então muito importante aprendermos a transformação de
gramas em mols. Vejamos, então, alguns exemplos desse
cálculo da quantidade de mols (n):
m = massa de uma amostra de substância.
M = massa molar.
EXEMPLO :
Quantos mols correspondem a 88 g de dióxido de carbono
(CO2)? (Massas atômicas: C = 12; O = 16)
Resolução:
REFERÊNCIAS
1. Usberco, João.Química — volume único / João Usberco,
Edgard Salvador.— 5. ed.reform. — São Paulo : Saraiva,
2002.
2. Feltre, Ricardo, 1928- .Química / Ricardo Feltre. — 6. ed. —
São Paulo : Moderna, 2004.
Cara, esse professor
Vai me “MATAR” !!!