O MOL
1
A massa de um átomo simples é muito
pequena para ser medida em uma
balança.
massa de um átomo de hidrogênio
= 1,673 x 10-24 g
(0,000000000000000000000001673 g)
2
Isto é uma
massa
1,673 x 10-24 g
infinitesimal
3
• Os químicos precisam de uma unidade
de contagem que possa expressar um
grande número de átomos com
números simples.
• Os químicos escolheram uma unidade
para contagem do número de átomos.
• Esta unidade é o
4
1 mol = 6,022 x
23
10 objetos
5
6,022 x
23
10
É um número
GRANDE
6
6,022 x
23
10
éo
Número de
Avogadro
7
Se 10.000 pessoas começacem a contar
o número de Avogadro, numa velocidade
de 100 números por minuto, a cada
minuto do dia, levariam para alcançar o
número total...
1 TRILHÃO DE ANOS
8
1 mol de qualquer substância contém
6,022 x 1023
partículas desta substância.
9
A massa atômica, em gramas,
de qualquer elemento
contém 1 mol de átomos.
10
A massa molecular, em gramas,
de qualquer substância molecular
contém 1 mol de moléculas.
11
Este é o mesmo número de partículas
6,022 x 1023
que existem em exatamente 12 gramas de
12
6
C
12
Exemplos
13
Espécie
Quantidade
Número de
átomos de H
H
1 mole
6.022 x
23
10
14
Espécie
Quantidade
Número de
moléculas
de H2
H2
1 mole
6.022 x
23
10
15
Espécie
Quantidade
Número de
átomos de Na
Na
1 mole
6.022 x
23
10
16
Espécie
Quantidade
Número de
átomos de Fe
Fe
1 mole
6.022 x
23
10
17
Espécie
Quantidade
Número de
moléculas
de C6H6
C 6 H6
1 mole
6.022 x
23
10
18
1 mol de átomos = 6,022 x 1023 átomos
1 mol de moléculas = 6,022 x 1023 moléculas
1 mol de íons = 6,022 x 1023 íons
19
• A massa molar de um elemento é sua
massa atômica em gramas.
• Ela contém 6,022 x 1023 átomos
(número de Avogadro) deste elemento.
20
H
Massa
Atômica
1,008 u
Massa
Molar
1,008 g
6,022 x 1023
Mg
24,31 u
24,31 g
6,022 x 1023
Na
22,99 u
22,99 g
6,022 x 1023
Elemento
Número de
átomos
21
Problemas
22
Quantos moles de ferro existem em 25.0 g deste
metal?
Massa atômica do ferro = 55.85
Sequência de conversão: gramas Fe → moles Fe
Prepare o cálculo usando um fator de
conversão entre moles e gramas.
 1 mol Fe 
(grams Fe) 

 55.85 g Fe 
 1 mol Fe 
(25.0 g Fe) 
 0.448 mol Fe

 55.85 g Fe 
23
Quantos átomos de ferro existem em 25.0 g deste
metal?
Massa atômica do ferro = 55.85
Sequência de conversão : gramas Fe → átomos Fe
Prepare o cálculo usando um fator de
conversão entre átomos e gramas.
 6.022 x 1023 atoms Fe 
(grams Fe) 

55.85
g
Fe


 6.022 x 1023 atoms Fe 
23
(25.0 g Fe) 

2.70
x
10
atoms Fe

55.85 g Fe


24
Qual a massa de 3.01 x 1023 átomos de sódio (Na)?
Massa Molar Na = 22.99 g
Sequência de conversão: átomos Na → gramas Na
Prepare o cálculo usando um fator de
conversão entre gramas e átomos.
22.99 g Na


(atoms Na) 

23
 6.022 x 10 atoms Na 
22.99 g Na


(3.01 x 10 atoms Na) 
  11.5 g Na
23
 6.022 x 10 atoms Na 
25
23
Qual a massa de 0.365 moles de estanho?
Massa atômica do estanho = 118.7
Sequência de conversão : moles Sn → gramas Sn
Prepare o cálculo usando um fator de
conversão entre gramas e moles.
1 molar mass Sn 

(moles Sn) 

 1 mole Sn 
118.7 g Sn 

(0.365 moles Sn) 
  43.3 g Sn
 1 mole Sn 
26
Quantos átomos de oxigênio estão presentes em 2.00
moles de moléculas de oxigênio?
Dois fatores de conversão são necesários:
 6.022 x 10 molecules O2 


1
mol
O


2
23
 2 atoms O 
 1 mol O 

2 
Sequência de conversão:
moles O2 → moléculas O → átomos O
 6.022 x 1023 molecules O2   2 atoms O 
(2.00 mol O2 ) 
  1 molecule O 
1
mol
O


2
2
= 2.41 x1024 atoms O
27
Massa Molar dos
Compostos
28
A massa molar de um composto pode ser
determinada pela soma das massas
molares de todos os átomos presentes em
sua fórmula.
29
Calcule a massa molar do C2H6O.
2 C = 2(12.01 g) = 24.02 g
6 H = 6(1.01 g) = 6.06 g
1 O = 1(16.00 g) = 16.00 g
46.08 g
30
Calcule a massa molar do LiClO4.
1 Li = 1(6.94 g) = 6.94 g
1 Cl = 1(35.45 g) = 35.45 g
4 O = 4(16.00 g) = 64.00 g
106.39 g
31
Calcule a massa molar do (NH4)3PO4 .
3 N = 3(14.01 g) = 42.03 g
12 H = 12(1.01 g) = 12.12 g
1 P = 1(30.97 g) = 30.97 g
4 O = 4(16.00 g) = 64.00 g
149.12 g
32
Número de
Avogadro de
Partículas
23
10
6x
Partículas
1 MOL
Massa Molar
33
Número de
Avogadro de
átomos de Ca
23
10
6x
átomos Ca
1 MOL Ca
40.078 g Ca
34
Número de
6 x 1023
Avogadro de
moléculas
moléculas de H2O
H2O
1 MOL H2O
18.02 g H2O
35
Estas relações estão presentes quando
hidrogênio se combina com cloro.
H
6.022 x 1023 H
átomos
Cl
HCl
6.022 x 1023 Cl 6.022 x 1023 HCl
átomos
moléculas
1 mol átomos H
1 mol átomos
Cl
1 mol moléculas
HCl
1.008 g H
35.45 g Cl
36.46 g HCl
1 massa molar
átomos H
1 massa molar
átomos Cl
1 massa molar
36
moléculas HCl
Considerando elementos diatômicos (H2,
O2, N2, F2, Cl2, Br2, and I2), distinguir entre
um mol de átomos e um mol de moléculas.
37
Calcule a massa molar de 1 mol de átomos H.
1 H = 1(1.01 g) = 1.01 g
Calcule a massa molar de 1 mol de moléculas H2.
2 H = 2(1.01 g) = 2.02 g
38
Problemas
39
Quantos moles de benzeno, C6H6, estão presentes em
390.0 gramas de benzeno?
Massa molar do C6H6 é 78.12 g.
Sequência de conversão: gramas C6H6 → moles C6H6
78.12 grams C6 H 6
Use the conversion factor:
1 mole C6 H 6
 1 mole C6 H 6 
= 5.000 moles C6 H 6
(390.0 g C6 H 6 ) 

 78.12 g C6 H 6 
40
Quantas gramas de (NH4)3PO4 estão contidas em2.52
moles de (NH4)3PO4?
Massa molar do (NH4)3PO4 é 149.12 g.
Sequência de conversão:
moles (NH4)3PO4
→ grams (NH4)3PO4
149.12 grams (NH 4 )3 PO 4
Use the conversion factor:
1 mole (NH 4 )3 PO 4
 149.12 g (NH 4 )3PO4 
(2.52 mol (NH 4 )3 PO 4 ) 

1
mol
(NH
)
PO

4 3
4 
= 376g (NH 4 )3 PO441
56.04 g de N2 contem quantas moléculas de N2?
Massa molar do N2 é 28.02 g.
Sequência de conversão:
g N2 → moles N2
→ molecules N2
Usando os fatores de conversão
1 mol N 2
28.02 g N 2
6.022 x 1023 molecules N 2
1 mol N 2
 1 mol N 2   6.022 x 10 molecules N 2 
(56.04 g N 2 ) 



1 mol N 2

 28.02 g N 2  
23
= 1.204 x 1024 molecules42 N 2
56.04 g de N2 contém quantos átomos de nitrogênio?
Massa molar do N2 é 28.02 g.
g N2 → moles N2
→ molecules N2
Use the conversion
→ atomsfactor
N
2 atoms N
6.022 x 1023 molecules N 2
1 molecule N 2
1 mol N 2
Sequência de conversão:
1 mol N 2
28.02 g N 2
 1 mol N 2   6.022 x 10 molecules N 2 
(56.04 g N 2 ) 


1
mol
N
28.02
g
N


2
2 
23
 2 atoms N 
 1 molecule N 

2
= 2.409 x 1024 atoms43 N
Composição Percentual
dos
Compostos
44
Composição percentual de um composto é a
percetagem de massa de cada elemento neste
composto.
H2O
11.19% H de massa
88.79% O de massa
45
Composição Percentual
da Fórmula
46
Se a fórmual de um composto é conhecida,
um proceso em duas etapas é necesário
para calcular a composição percentual.
Etapa 1 Calcule a massa molar da
fórmula.
Etapa 2 Divida a massa total de cada
elemento na fórmula pela
massa molar e multiplique
por 100.
47
total mass of the element
x 100 = percent of the element
molar mass
48
Calcule a composição percentual do ácido sulfídrico
H2S.
Etapa 1 Calcule a massa molar do H2S.
2 H = 2 x 1.01g = 2.02 g
1 S = 1 x 32.07 g = 32.07 g
34.09 g
49
Calcule a composição percentual do ácido sulfídrico
H2S.
Etapa 2 Divida a massa total de cada
elemento na fórmula pela
massa molar e multiplique por
100.
 2.02 g H 
H: 
 (100) = 5.93%
 34.09 g 
 32.07 g S
S: 
 34.09 g

 (100)  94.07%

S
H
94.07% 5.93%
50
Composição Percentual
a partir de
dados experimentais
51
A composição percentual pode ser
calculada de dados experimentais sem se
conhecer a composição do composto.
Etapa 1 Calcule a massa do composto
formado.
Etapa 2 Divida a massa de cada
elemento pela massa total do
composto e multiplique por
100.
52
Um composto contendo nitrogênio and oxigênio é
analisado e contém 1,52 g de nitrogênio e 3,47 g de
oxigênio. Determine sua composição percentual.
Etapa 1 Calcule a massa total do composto
1.52 g N
3.47 g O
4.99 g = massa total do produto
53
Um composto contendo nitrogênio and oxigênio é
analisado e contém 1,52 g de nitrogênio e 3,47 g de
oxigênio. Determine sua composição percentual.
Etapa 2 Divida a massa de cada elemento
pela massa total do composto.
 1.52 g N 

 (100) = 30.5%
 4.99 g 
 3.47 g O

 4.99 g

 (100) = 69.5%

O
69.5%
N
30.5%
54
Fórmula Empirica versus
Fórmula Molecular
55
Exemplos
56
Fórmula Molecular
C2H4
Fórmula Empirica
CH2
Razão molar
C:H 1:2
57
Fórmula Molecular
C6H6
Fórmula Empirica
CH
Razão molar
C:H 1:1
58
Fórmula Molecular
H2O2
Fórmula Empirica
HO
Razão molar
H:O 1:1
59
60
Dois compostos podem ter fórmulas
empíricas semelhantes e diferentes
fórmulas moleculares.
61
62
Calculando
Fórmulas Empíricas
63
Etapa 1 Assuma uma quantidade inicial
definida (usualmente 100.0 g)
de composto, caso a quantidade
atual não seja dada, e expresse a
massa de cada elemento em
gramas.
Etapa 2 Converta a massa em gramas de
cada elemento em número de
moles de cada elemento usando a
massa molar de cada elemento.
64
Etapa 3 Divida o número de moles de
cada elemento pelo número de
moles do elemento com o menor
valor.
– Se os números obtidos forem
inteiros, use-os como os indíces
de cada elemento na fórmula
empírica.
– Se os números obtidos não forem
inteiros, vá para a etapa 4.
65
Etapa 4 Multiplique os valores obtidos
na Etapa 3 pelo menor número
que converta os valores em
números inteiros.
Use estes números inteiros
como índices da fórmula
em´pírica.
FeO1.5
Fe1 x 2O1.5 x 2
Fe2O3
66
• Estes resultados de cálculo podem ser
diferentes de um número inteiro.
– Se eles diferem de ±0.1, arredonde este
valor para o número inteiro mais próximo.
2.9  3
– Desvios maiores que 0.1 de um número
inteiro usualmente significam que as
razões
calculadas
podem
ser
multiplicadas por um número inteiro para
alcançar um valor inteiro.
67
Algumas frações comuns e seus equivalentes decimais
Número inteiro
Equivalente
resultante
Fração comum
Decimal
1
4
0.25
1
1
3
0.333…
1
0.666…
2
0.5
1
0.75
3
2
3
1
2
3
4
Multiplique o
equivalente
decimal pela
número no
denominador da
fração para
alcançar o número
inteiro.
68
Problemas
69
A analysis of a salt shows that it contains 56.58%
potassium (K); 8.68% carbon (C); and 34.73% oxygen
(O). Calculate the empirical formula for this
substance.
Step 1 Express each element in grams. Assume 100
grams of compound.
K = 56.58 g
C = 8.68 g
O = 34.73 g
70
The analysis of a salt shows that it contains 56.58%
potassium (K); 8.68% carbon (C); and 34.73% oxygen
(O). Calculate the empirical formula for this
substance.
Step 2 Convert the grams of each element to moles.
 1 mol K atoms 
K:  56.58 g K  
 1.447 mol K atoms

 39.10 g K 
 1 mol C atoms 
C: 8.68 g C  
 0.723 mol C
C atoms
atoms

 12.01 g C  C has the smallest number
of moles
 1 mol O atoms 
O:  34.73 g O  
 2.171 mol O atoms

71
 16.00 g O 
The analysis of a salt shows that it contains 56.58%
potassium (K); 8.68% carbon (C); and 34.73% oxygen
(O). Calculate the empirical formula for this
substance.
Step 3 Divide each number of moles by the smallest
value.
1.447 mol
0.723 mol
K=
= 2.00
C:
= 1.00
0.723 mol
0.723 mol
0.723 mol C atoms
2.171 mol
O=
= 3.00
C has the smallest number
0.723 mol
of moles
The simplest ratio of K:C:O is 2:1:3
Empirical formula K2CO3
72
The percent composition of a compound is 25.94%
nitrogen (N), and 74.06% oxygen (O). Calculate the
empirical formula for this substance.
Step 1 Express each element in grams. Assume 100
grams of compound.
N = 25.94 g
O = 74.06 g
73
The percent composition of a compound is 25.94%
nitrogen (N), and 74.06% oxygen (O). Calculate the
empirical formula for this substance.
Step 2 Convert the grams of each element to moles.
 1 mol N atoms 
N:  25.94 g N  
 1.852 mol N atoms

 14.01 g N 
 1 mol O atoms 
O:  74.06 g O  
 4.629 mol C atoms

 16.00 g O 
74
The percent composition of a compound is 25.94%
nitrogen (N), and 74.06% oxygen (O). Calculate the
empirical formula for this substance.
Step 3 Divide each number of moles by the smallest
value.
1.852 mol
N=
= 1.000
1.852 mol
4.629 mol
O:
= 2.500
1.852 mol
This is not a ratio of whole numbers.
75
The percent composition of a compound is 25.94%
nitrogen (N), and 74.06% oxygen (O). Calculate the
empirical formula for this substance.
Step 4 Multiply each of the values by 2.
N: (1.000)2 = 2.000
O: (2.500)2 = 5.000
Empirical formula N2O5
76
Calculando a Fórmula Molecular a
partir da Fórmula Empírica
77
• A fórmula molecular pode ser calculada a
partir da fórmula empírica se a massa molar
é conhecida.
• A fórmula molecular será igual a fórmual
empírica ou algum multiplo, n, dela.
• Para determinar a fórmula molecular avalie o
valor de n.
• n é o número de unidades da fórmula
empírica contidas na fórmula molecular.
molar mass
n=
= number of empirical
formula units
mass of empirical formula
78
What is the molecular formula of a compound which
has an empirical formula of CH2 and a molar mass of
126.2 g?
Let n = the number of formula units of CH2.
Calculate the mass of each CH2 unit
1 C = 1(12.01 g) = 12.01g
2 H = 2(1.01 g) = 2.02g
14.03g
126.2 g
n
 9 (empirical formula units)
14.03 g
The molecular formula is (CH2)9 = C9H18
79