Mole,
massa molar,
rendimento e
grau de pureza.
Massa atómica relativa
É um número que indica quantas vezes a
massa de um átomo é >ou< que 1/12 da
massa do átomo 12C .
A maioria dos
elemento
possui vários
isótopos.
O valor da massa que
aparece representada
na TP corresponde a
que isótopo do
elemento?
É um valor médio
calculado da
seguinte forma:
A massa “Ar” é calculada pela
“média ponderada” das massas
dos isótopos dos elementos e das
suas % na natureza.
Alguns exemplos de
Massas atómicas relativas
Ar (H) = 1,01
Ar(He) = 4,00
Ar(C) = 12,01
Ar(N) = 14,01
Ar(O) = 15,99
Massa molecular relativa(MR)
Representa o número de vezes que a
massa de uma dada molécula é maior
que a massa do padrão de unidade de
massa atómica.
Mr (H2O) = 2×Ar(H) + Ar (O)
Mr (H2O) = 2×1,00 + 15,99 = 18,00
Constante de Avogadro
Amadeo Avogadro percebeu que a
massa atómica de cada elemento
(em gramas) continha um número
fixo de partículas.
Este número foi chamado de
constante de Avogadro.
O seu valor é igual a: 6,02 x 10²³
1 mol = 6,02x1023
Massa molar
É a designação usada para
expressar a massa de uma mole de
partículas.
Vem expressa em g/mol
Mr (H2O) = 2×1,00 + 15,99 = 18,00
M (H2O) = 18,00 g/mol
Para uma dada subtância a massa molecular relativa e a
massa molar são numéricamente iguais.
A massa Molar (M) é a massa
que contém 1 mol de partículas,
ou seja, 6,02 x 1023 partículas.
A sua unidade é gmol-1.
Qual é a massa molar do sal hidratado
CuSO4.5H2O
O ponto não
representa uma
multiplicação;
apesar de parecer...
Mr (CuSO4.5H2O) = 63,55+32,07+4×15,99+5x18,00 = 249,58
M (CuSO4.5H2O) = 249,58 g/mol
A título de curiosidade:
1u.m.a. = 1,66×10-27kg
1 u.m.a. é uma unidade de
medida de massa utilizada
para expressar a massa de
partículas atómicas.
É definida como 1/12 da
massa do átomo de 12C no
estado fundamental.
Esse padrão tem a massa
de 1,66 x 10-27 kg
Quantidade de matéria …
é a grandeza designada
pelo símbolo n;
é uma das sete grandezas
fundamentais no Sistema
Internacional de unidades
(SI).
Por vezes, é também
designada por quantidade de
substância ou quantidade
química.
Grandezas Fundamentais
Grandeza
Unidade
Símbolo
Comprimento
Massa
Tempo
Corrente elétrica
Temperatura
termodinâmica
Quantidade de
matéria
Intensidade
luminosa
metro
quilograma
segundo
Ampére
m
kg
s
A
kelvin
K
mol
mol
candela
cd
Mole é…
a quantidade de matéria de uma
amostra que contém tantas
entidades (átomos, moléculas,
iões, etc.) quantos os átomos
que existem em 0,012 kg de 12C,
isto é:
1 mol = 6,02x1023
Relação entre N, n e NA
A massa molar vai aumentando, mas a
quantidade de matéria e o número de
entidades mantém-se constante.
Lei da conservação da
massa ou lei de Lavoisier
Numa reação a soma da massa dos reagentes é
igual à soma da massa dos produtos da reação.
2 H2 (g) + O2 (g)  2 H2O (g)
4,04 g + 32,00 g

36,04 g
36,04 g

36,04 g
Lei das proporções
constantes ou Lei de Proust
Observa-se proporções fixas entre
os reagentes, entre os produtos
da reação e entre cada um dos
reagentes e cada um dos
produtos da reação.
2 H2 (g) + O2 (g)  2 H2O (g)
4,04 g + 32,00 g

36,04 g
Para obter 18,02 g (H2O) são necessárias 2,02 g (H) e 16,00 g (O)
Para obter 36,04 g (H2O) são necessárias 4,04 g (H) e 32,00 g (O)
Relação entre número de entidades
presentes e o número de moles
IMPORTANTE
N = NA× n
O número de
entidades (N)
presentes numa
amostra é
proporcional à
quantidade de
matéria (n), sendo
a constante de
Avogadro a
constante de
proporcionalidade.
N – número de entidades presentes
numa amostra.
n – número de moles.
NA – constante de Avogadro.
Volume molar
É o volume ocupado por uma mole de
partículas, de qualquer gás, no estado
gasoso e à pressão de uma atmosfera.
V– volume da amostra.
n – número de moles.
Vm – volume de uma mole
Rendimento de uma reação
Grau de pureza
Massa da amostra = massa da substância + massa de impurezas
Reagente limitante e
reagente em excesso
Reagente limitante
É aquele que se esgota se a reação for completa;
É aquele que se encontra em menor quantidade face
à estequiometria da reação;
Reagente em excesso
É aquele que não se esgota se a reação for completa;
É aquele que se encontra em maior quantidade face
à estequiometria da reação;
A utilização de reagentes em excesso justifica-se quando há uma
grande diferença de preço entre os reagentes.
Amoníaco, saúde e ambiente
Perigos imediatos na proximidade da exposição:
O amoníaco liquefeito é inflamável e as suas misturas com o ar
podem ser explosivas;
Provoca queimaduras graves, principalmente nos olhos e na pele;
É tóxico por inalação;
Quando inalado em concentrações elevadas pode provocar
acumulação excessiva de líquido nos alvéolos pulmonares (edema
pulmonar);
Amoníaco, saúde e ambiente
Outros perigos fora da zona da exposição:
Quando o amoníaco se liberta para a atmosfera
formam-se vários poluentes atmosféricos :
EX: Nitrato de amónio e Sulfato de amónio
Estes poluentes ão das matérias particuladas mais
corrosivas na atmosfera .
As matérias particuladas são classificadas de acordo
com o seu diâmetro:
Pm10 – quando o diâmetro é inferior a 10 µm
Exercícios
O solvente acetato de etilo (C4H8O2) é obtido pela
reação entre ácido acético (C2H4O2) e etanol
(C2H5OH), em presença de pequena quantidade de
ácido sulfúrico. Forma-se também água no
processo.
a) escreva a equação da reação.
b) sabendo-se que o rendimento do processo é de
80 %, calcule a massa de ácido acético necessária
para a produção de 70,4 kg de acetato de etilo.
Exercícios
Para transformar mármore em gesso,
precisamos atacá-lo com ácido sulfúrico,
segundo a reação:
H2SO4 + CaCO3  CaSO4 + CO2 + H2O
para 2 kg de mármore, quanto de gesso
poderemos produzir?
Considere um rendimento de 75 % no
processo.
Exercícios
Nas estações de tratamento de água, eliminam-se
as impurezas sólidas em suspensão através do
arraste por flóculos de hidróxido de alumínio,
produzidos na reação, representada por:
Al2(SO4)3 + 3 Ca(OH)2  2 Al(OH)3 + 3 CaSO4
para tratar 1,0 x 106 m3 de água, foram
adicionadas 17,1 toneladas de Al2(SO4)3.
Sabendo que a massa de Al2(SO4)3 obtida foi de
3,12 toneladas, calcule o rendimento do processo.