MASSA ATÔMICA/MASSA MOLECULAR Professora: Brígida A. Reis UNIDADE DE MASSA ATÔMICA (u) 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. 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. Generalizando, podemos dizer que para pesar ou medir alguma coisa torna-se necessário: escolher um padrão, o que é feito 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 também pesa 10.000.000.000 mg, mas o primeiro número é, sem dúvida, muito mais prático para nossos cálculos. Qual seria, então, a unidade conveniente para pesar átomos e moléculas? Concluindo, podemos dizer que: Massa atômica é a massa do átomo medida em unidades de massa atômica (u) Os átomos e as moléculas são partículas tão pequenas que as unidades usuais não seriam convenientes (por exemplo, hoje sabemos que um átomos de hidrogênio pesa aproximadamente 0,000000000000000000000001660 g). A massa atômica indica quantas vezes o átomo 12 considerado é mais pesado que 1/12 do isótopo C . MASSA ATÔMICA DOS ELEMENTOS QUÍMICOS Surgiu então entre os químicos a ideia 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). A esse átomo foi atribuída arbitrariamente a massa 12 (para coincidir com seu número de massa); então desse átomo separou-se uma fração correspondente a 1/12, que é usada como unidade internacional para a medida das massas atômicas e moleculares. Assim, resulta a definição: Até aqui estávamos imaginando a massa de um átomo isolado ou dos átomos absolutamente iguais de um isótopo puro. Na natureza, porém, quase todos os elementos químicos são misturas de isótopos com diferentes porcentagens em massa, chamadas de abundância relativas. Por exemplo, todo o cloro da natureza é uma mistura dos isótopos 35 e 37, na seguinte proporção: Isótopo Unidade de massa atômica (u) é igual a 1/12 da massa 12 de um átomo de isótopo de carbono-12 (C ) 35 Cl 37 Cl Abundância na natureza 75,4 % 24,6 % Massa atômica 34,969 u 36,966 u Consequentemente, a massa atômica do elemento cloro que nós encontramos nas tabelas é a média ponderada desses valores, a saber: 75,4 . 34,969 u + 24,6 . 36,966 u 75,4 + 24,6 Note que cuidadosamente: Hoje é possível determinar experimentalmente que a unidade de massa atômica (u) vale -24 aproximadamente 1,66 . 10 grama. MASSA ATÔMICA Vamos supor que existisse uma "balança imaginária" com sensibilidade suficiente para pesar um Química 2º ano se torna = 35,460 u necessário distinguir massa atômica de um isótopo, que é a massa do átomo de um dado isótopo expressa em unidades de massa atômica; massa atômica de um elemento químico, que é a média ponderada das massas atômicas de todos os isótopos naturais do elemento, tomandose como "pesos" as respectivas porcentagens de ocorrência (abundância) desses isótopos na natureza (esse é o valor dado na tabela periódica). 1º Bimestre MASSA ATÔMICA/MASSA MOLECULAR Professora: Brígida A. Reis EXERCÍCIOS DE CLASSE Calcule as massas substâncias: a) C2H6 b) SO2 c) CaCO3 d) NaHSO4 e) H3PO4 01) Calcule as massas atômicas dos elementos químicos magnésio e neônio, sabendo que as ocorrências de seus isótopos são: a) Magnésio Isótopo 24 Mg 25 Mg 26 Mg b) Abundância 79% 10% 11% Massa atômica 24 25 26 Abundância 90% 0,27% 9,73% Massa atômica 20 21 22 das seguintes f) (NH4)3PO4 g) Al2(SO4)3 h) KMnO4 i) NaCl j) C12H22O11 MOL No nosso cotidiano, compramos, vendemos e contamos coisas indicando suas massa (1 quilo de açúcar) ou seu volume (1 litro de leite) ou ainda seu número de unidades (1 dúzia = 12 unidades; 1 resma = 500 unidades). Neônio Isótopo Ne Ne Ne moleculares Em Química, a quantidade de átomos, moléculas e partículas são indicadas utilizando o termo mol. A expressão 1 mol de ......... representa um 23 conjunto formado por 6,02 . 10 unidades de qualquer entidade. MASSA MOLECULAR Mol é a quantidade de matéria que contém 6,02.10 entidades. Massa molecular é a massa da molécula medida em unidades de massa atômica (u). 23 Assim: 23 1 mol de átomos de H = 6,02 . 10 átomos de H 23 1 mol de moléculas de H2O = 6,02 . 10 moléculas de H2O 23 1 mol de fórmulas de NaCl = 6,02 . 10 fórmulas de NaCl 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. MASSA MOLAR (M) Exemplos: É a massa, em gramas, de 1 mol de substância (ou elemento ou íon, etc.) a) monóxido de carbono - CO (C = 12 e O = 16) C = 1 x 12 = 12 O = 1 x 16 = 16 MM = 28 u É numericamente igual a massa molecular de uma substância. b) água – H2O (H = 1 e O = 16) H=2x1=2 O = 1 x 16 = 16 Exemplo: a) MM (H2O) = 18 u M = 18 g/mol b) MM (H2SO4) = 98 u M = 98 g/mol MM = 18 u Número de mols (n) c) ácido sulfúrico – H2SO4 (H = 1, O = 16 e S = 32) H=2x1=2 S = 1 x 32 = 32 O = 4 x 16 = 64 MM = 98 u É a relação entre a massa (m) de uma amostra de substância e sua massa molar (M). Matematicamente, temos n = m / M d) hidróxido de cálcio Ca(OH)2 (Ca = 40 u; H = 1, O = 16) Ca = 1 x 40 = 40 H=2x1=2 O = 2 x 16 = 32 MM = 74 u Conhecendo o número de mols, podemos estabelecer uma relação entre a massa (g) e o número de partículas. Se: EXERCÍCIOS DE CLASSE 1 mol de ................... átomos moléculas ATENÇÃO: Para obter as massas atômicas, necessárias aos exercícios a seguir, use a tabela periódica. Aproxime os valores encontrados para números inteiros mais próximos. Química 2º ano "pesam" ................... gramas MA (gramas) MM (gramas) contêm 6,02.1023 ................ átomos moléculas 1º Bimestre MASSA ATÔMICA/MASSA MOLECULAR Professora: Brígida A. Reis 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. Exemplos: 01) Quantos mols correspondem a 88 g de dióxido de carbono (CO2)? (Massas atômicas: C = 12; O = 16) Química 2º ano 1º Bimestre