Ciências da Natureza e suas
Tecnologias - Química
Ensino Médio, 1ª Série
Conceito de Mol. Massa Molar. Constante de Avogadro
QUÍMICA, 1ºano
Conceito de Mol. Massa Molar. Constante de Avogadro
• Introdução
Os átomos, como já sabemos, são uma das menores
divisões da matéria. Logo, sendo uma partícula tão
pequena, é muito difícil de ser observada. Foi
pensando nisso que os primeiros cientistas tentaram
melhorar a maneira de se trabalhar com essas
partículas.
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• Introdução
Inicialmente para medir essas partículas era utilizada
uma unidade denominada unidade de massa
atômica.
Essa unidade era referenciada no tamanho do átomo
do carbono e uma massa tão pequena quanto 1,99 x
10-23 era quase que imperceptível nos cálculos.
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• Introdução
Veja
que
se
formos
trabalhar
com
0,000000000000000000000199 seria muito difícil de
fazer os cálculos químicos. Então pensemos:
1 dúzia
=
12
1 dezena
=
10
1 centena =
100
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• Introdução
Foi a partir deste pensamento que se fizeram
sugestões de unidades de medidas para a
quantidade de átomos que fosse unitário, ou seja,
criou-se um múltiplo que tivesse uma referência
significativa em unidade de massa (gramas).
VAMOS OBSERVAR ESTE DESENVOLVIMENTO!!!
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• A MASSA DO ÁTOMO DE CARBONO
O átomo de carbono foi dividido em doze partes e a
partir disso se fez o seguinte conceito:
“a massa de um átomo (massa atômica) é o número
que indica quantas vezes esse átomo é mais pesado
do que 1/12 avos do átomo de carbono”;
o número doze vem da quantidade de prótons
existentes no núcleo do átomo de carbono mais
abundante. Criou-se então a unidade u.m.a, ou seja,
unidade de massa atômica.
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• A MASSA DO ÁTOMO DE CARBONO
1 uma = 1/12 avos da massa do carbono
A partir desse padrão todos os outros átomos foram
então submetidos a medida de sua massa com
referência ao uma.
1 u (unidade de
massa atômica)
=
1/12 do átomo de ¹²C
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• A MASSA DOS OUTROS ELEMENTOS
os outros elementos foram medidos comparando-se
suas massas com a u.m.a., vamos ver um exemplo:
Átomo de Urânio
238
MAU  238u
Podemos ver que na balança a massa do urânio é de
238 u.m.a.
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• Então como se mediria as massas de uma molécula
qualquer?!!!!
muito simples: é só somar as massas dos elementos
contidos nesta molécula exemplo:
C6H12O6
180
Molécula de Glicose
MMC H
6 12O6
 6x 12u  12x 1u  6x 16u  180u
Logo a molécula de glicose é 180 vezes mais pesada
que a 1/12 parte do átomo de carbono.
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
COMO QUE SE RELACIONOU U.M.A. COM
GRAMAS???
Para se relacionar a unidade de massa atômica foi
necessário que um cientista chamado Amedeo
Avogadro, fizesse um experimento para descobrir
uma propriedade muito importante da matéria. Ele
colocou diferentes gases na mesma pressão e
temperatura dentro de um recipiente que tinha um
volume definido.
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
COMO SE RELACIONOU U.M.A. COM GRAMAS???
O resultado foi que quando colocado a mesma
quantidade de substâncias diferentes, o volume que
era obtido dentro deste recipiente era o mesmo.
Como poderia ser explicado essa propriedade da
matéria? O fato é que com essa descoberta muita
coisa mudou na química. Criou-se uma nova
grandeza química.
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• HIPÓTESE OU LEI DE AVOGADRO
quando o gás hidrogênio reage com o
oxigênio para produzir água
H2 + O2  H2O
ele sempre reage na mesma proporção, de
modo que essa quantidade de hidrogênio que
se relaciona ao oxigênio é devida às ligações
que um tipo de átomo faz com o outro.
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• HIPÓTESE OU LEI DE AVOGADRO
Esse tipo de observação feita por Avogadro
quebrou os conceitos da época que acreditava
ser todas as substâncias formadas por um
único átomo e não por uma ligação entre
tipos diferentes deles, isso afirmou depois do
experimento.
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• HIPÓTESE OU LEI DE AVOGADRO
A resposta de Amedeo Avogadro foi: “volumes iguais
de gases quaisquer, quando medidos na mesma
pressão e temperatura, encerram o mesmo número
de moléculas”, ou seja, se nós medirmos um
determinado volume de um recipiente e ele for
cheio, por exemplo, de oxigênio, então a quantidade
de moléculas de oxigênio será a mesma se o volume
for cheio de hidrogênio.
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• SE A QUANTIDADE DE SUBSTÂNCIA PERMANECE A MESMA,
QUAL É ESSA QUANTIDADE?
Para decidir sobre essa quantidade é preciso saber que outros
grandes cientistas contribuíram, como por exemplo:
Lavoisier: “a massa total de um sistema fechado não varia,
qualquer que seja a reação química que aí venha a ocorrer”;
Proust: “uma determinada substância, qualquer que seja sua
origem, sempre será formada pelos mesmos elementos
químicos, combinados na mesma proporção em massa”;
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• O CONCEITO DE MOL
Considerando então estes conceitos
introdutórios vistos até agora podemos
afirmar que Mol é a quantidade de matéria de
um sistema, que contém a mesma quantidade
de átomos ou moléculas que existem em 0,012
kg de carbono;
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• CONCEITO DE MOL
Então, Amedeo Avogadro realizou seu ensaio que
provou que em uma quantidade de 12 gramas de
carbono continham 6,02 x 1023 átomos de carbono.
Avaliando que os outros átomos foram medidos em
comparação com o átomo de carbono, pode-se
expandir essa medida para os outros, ou seja a
quantidade de átomos equivalente à quantidade que
se tem em doze gramas de carbono é um MOL.
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• CONCEITO DE MOL
Considerando o que já foi visto anteriormente, sobre a u.m.a.,
podemos agora reforçar dizendo que a massa do carbono é
de 12 u.m.a., e que como esse átomo possui 6 prótons, 6
nêutrons e 6 elétrons, somente nêutrons e prótons contam
para a massa, então para qualquer átomo podemos dizer que
sua massa é igual a soma de seus prótons e nêutrons.
Com essa medida para o átomo de oxigênio podemos então
afirmar que ele possui 16 u.m.a., e se medirmos então a
quantidade de massa contida no recipiente de LAVOISIER. O
que poderíamos descobrir?
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• CONCEITO DE MOL
descobriríamos que a massa do recipiente
pesaria uma quantidade de 16 gramas de
oxigênio, então:
1 u.m.a. é equivalente a 1 (um) grama.
descobrindo a massa dessa quantidade de
oxigênio para o recipiente de Lavoisier,
encontramos o valor da massa molar do
oxigênio.
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• CONCEITO DE MOL
Constante de Avogadro.
1 mol de qualquer substância, seja ela
molecular ou atômica, tem sempre 6,02 x 1023
átomos ou moléculas.
1 MOL=6,02x1023 átomos ou moléculas.
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EXERCÍCIOS
Um cientista dispõe de 19,2 g de átomos oxigênio (O
= 16). Qual o número de mols que este cientista
pode contar?
Sabendo que um mol de oxigênio é igual a 16
gramas, e que em um mol temos 6,02 x 1023
moléculas ou átomos, então podemos afirmar que:
16g de O ------------ 6,02 x 1023
19,2g de O---------- x
x= 0,6 mol de O.
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EXERCÍCIOS
Determine o número de moléculas existente em 160 g de
hidróxido de sódio ( NaOH). (H=1, O=16, NA=23):
para resolvermos esta questão é necessário calcularmos a
massa da molécula:
massa de H= 1 x 1(número de hidrogênios na molécula)= 1 g
por mol de moléculas de NaOH
massa de O=16 x 1= 16 g por mol de moléculas de NaOH.
massa de Na= 23 x 1= 23 g por mol de moléculas de NaOH
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EXERCÍCIOS
totalizando um valor de massa da molécula de
40 g por mol, sabendo que nesse valor existe
6,02 x 1023 moléculas, então:
40g ---------- 6,02 x 1023
160g -------- x
x= 2,4×1024 moléculas de NaOH.
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EXERCÍCIOS
Uma lâmina de Zinco é formada por 2,5 mols de
átomos. Ache a sua massa, em gramas. ( Dados: MZn
= 65 g/mol)
Neste caso, a questão quer encontrar o valor em
quantidade de massa da placa de zinco, temos como
dado para cálculo a massa molar do zinco metálico,
então:
65g de zinco ------------ 1 mol
x de zinco ----------- 2,5 mol
x = 162,5 g de zinco.
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• Bibliografia e referências.
http://www.amigonerd.com/exercicios-mol/,
12/11/2011.
Feltre, Ricardo, Química Geral vol. 1, Editora
Moderna, pág 289-315.