Mol e massas molares ppt

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Mol e massas molares ppt

  1. 1. Professora :Adrianne Mendonça
  2. 2.  Os químicos descrevem o número deátomos, íons e moléculas em termos deuma unidade chamada “mol”. Um mol é o análogo da “dúzia”.
  3. 3. A definição de um mol é: 1mol é o número de átomos emexatamente 12 g de carbono 12. A massa de um átomo de carbono é1,99265x10-23g (espectroscopia) Segue que o número de átomos emexatamente 12 g de carbono 12 é: número de átomos de carbono 12 =
  4. 4. Como o mol dá o número de átomos em uma amostra, segueque 1 mol de átomos de qualquer elemento é 6,0221x1023átomos do elemento.Cada amostra consiste de 1 mol de átomos. No sentido horáriodesde a direita em cima estão 32g de enxofre, 201g de mercúrio,207g de chumbo, 64g de cobre e 12g de carbono.
  5. 5. Então: 1 mol de objetos representa6,0221x1023 daqueles objetos. O número de objetos por mol,6,0221x1023 mol-1, é chamado deconstante de Avogrado, Na.
  6. 6. constante de Avogadro A constante de Avogadro é usada naconversão entre o número de mols e onúmero de átomos, íons ou moléculas: Numero de objetos = número de mols xnúmero de objetos por mol Representando o número de objetos pormol por N e o número de mols(formalmente a “quantidade dasubstância”) por n, esta relação pode serescrita na forma: N= n.NA [1]
  7. 7. Exemplo 1 Uma amostra de vitamina C contém1,29x1024 átomos de hidrogênio (bemcomo outras espécies de átomos).Quantos mols de átomos de hidrogênioa amostra contém? n= N/NA número de mols de átomos de H=Número de átomos de H / NA Número de mols de átomos de H =1,29x1024/6,0221x1023 = 2,14 mol.
  8. 8. Observação As quantidades de átomos, íons oumoléculas em uma amostra sãoexpressas em mols, e a constante deAvogadro, NA, é usada para aconversão entre o número destaspartículas e o número de mols.
  9. 9. A MASSA MOLAR Como podemos determinar o númerode mols presente numa amostra se nãopodemos contar os átomosdiretamente? A resposta está noconhecimento da massa da amostra eda massa molar, M, a massa por molde partículas.
  10. 10. Exemplo 2- Encontrar o número de mols de átomosde flúor em 22,5g de Flúor. A massa pormol de átomos de flúor, F, é 19,00g.mol-1 Então:
  11. 11. Importante !!! As massas molares de compostosiônicos e moleculares são calculadas apartir das massas molares doselementos presentes: a massa molarde um composto é a soma dasmassas molares dos elementos queconstituem a molécula ou fórmulaunitária.
  12. 12. Exemplo a massa molar do composto iônico,Na2SO4 é: Massa Molar de Na2SO4= 2x(massa molar de Na) + (massa molarde S) + 4x (massa molar do O) MM= 2x(22,99g.mol-1) + (32,06g.mol-1) +4x (16,00g.mol-1) = Massa Molar de Na2SO4= 142,04g.mol-1
  13. 13. Peso Atômico e PesoMolecular Dois termos que ainda são largamenteusados na literatura química são pesoatômico e peso molecular. O peso atômico de um elemento é ovalor numérico de sua massa molar. H= 1,008g.mol-1(massa molar) ; (1,008 éo peso atômico) Cl=35,45g.mol-1(massa molar); (35,45 éo peso atômico)
  14. 14. O peso molecular O peso molecular de um compostomolecular ou peso fórmula de umcomposto iônico é o valor numérico desua massa molar: O peso molecular da água (massamolar 18,02g.mol-1) é 18,02 O peso fórmula do cloreto de sódio,NaCl (massa molar 58,44g.mol-1) é58,44
  15. 15. Considerações Um ponto a considerar é que para medir 1mol de átomos de um elemento, medimosuma massa igual a massa molar doelemento em gramas. Por exemplo, para medir 1,000 mol de Fe(de massa molar 55,85g.mol-1), medimos55,85g de ferro. Esta conclusão segue dofato que, se a amostra contém 1,000 molde ferro então: Massa de ferro= (1,000 mol) x (55,85g.mol-1) = 55,85 g
  16. 16. Exemplo 3- Calculando a massa apartir do número de mols Suponha que estamos preparando umasolução de permanganato de potássio,KMnO4, e são necessários 0,10 mol docomposto. Como a massa molar dopermanganato de potássio é158,04g.mol-1, qual a massa que deveráser pesada? Massa de KMnO4 = (0,10 mol) x(158,04g.mol-1) = 15,804g
  17. 17. DETERMINAÇÃO DE FÓRMULASQUÍMICAS Fórmula empírica: mostra o número relativode átomos de cada elemento no composto. Glicose CH2O os átomos de C, H e Oestão na razão 1:2:1 Depois que a fórmula empírica tenha sidodeterminada o próximo passo é determinar afórmula molecular. Uma fórmula molecular nos dá o número realde átomos de cada elemento na molécula. A fórmula molecular para a glicose éC6H12O6
  18. 18. A Composição percentual demassa Para determinar a fórmula empírica deum composto, começamos medindo amassa de cada elemento presente naamostra. O resultado é usualmenteapresentado como uma composiçãopercentual de massa, isto é, a massade cada elemento expressa como umaporcentagem da massa total:
  19. 19. A Composição percentual demassa Porcentagem de massa = massado elemento na amostra / massatotal da amostra * 100
  20. 20. Exemplo 4 Qual a composição centesimal doclorofórmio, CHCl3? A massa molar doclorofórmio é 119,37g.mol-1. MassasMolares dos elementos: C=12,01g.mol-1 H=1,008 g.mol-1 e Cl= 35,45 g.mol-1
  21. 21. Solução
  22. 22. Determinando fórmulasempíricas Uma fórmula que simplesmente fornece onúmero relativo de átomos de cada elementopresente em uma fórmula unitária chama-sefórmula mínina ou fórmula empírica. Para a determinação da fórmula empírica deum composto, o procedimento mais simples éo de imaginar que temos 100g da amostraexatamente. Deste modo usamos a massa molar de cadaelemento para converter estas massas emmols e depois encontrar o número relativo demols de cada tipo de átomo.
  23. 23. Exemplo 5 Uma amostra de um gás de corcastanha, um dos principais poluentesdo ar, contém 2,34g de N e 5,34g de O.Qual é a fórmula mínima do composto? N=14,0g.mol-1 ; O= 16,0g.mol-1
  24. 24. Solução 1º. Cálculo do número de mols: N0,167O0,334 número relativo de molsde N e O. Todavia, uma vez que afórmula deve ter um significado a nívelmolecular, onde temos um númerointeiro de átomos combinados, ossubscritos de vem ser inteiros. Dividindopelo menor índice obtém-se: NO2
  25. 25. FÓRMULAS MOLECULARES A fórmula molecular não fornece apenas ainformação contida na fórmula empírica,mas também nos diz quantos átomos decada elemento estão presentes em umamolécula de uma substância. A fórmula molecular de um composto éencontrada determinando-se quantasfórmulas empíricas unitárias sãonecessárias para a massa molar medidano composto.
  26. 26. Exemplo 6 A Vitamina C (ácido ascórbico) contém40,92% de C; 4,58% de H e 54,50% deO, em massa. A massa molecularexperimentalmente determinada é 176u.Quais são as fórmulas empírica emolecular para o ácido ascórbico?
  27. 27. Solução Em 100 gramas de ácido ascórbico,temos: 40,92 gramas de C; 4,58 gramasde H; 54,50 gramas de O. Isto nos dá osmols de cada elemento: (40,92g C) x(1mol/12,011g)=3,407moles de C. (4,58g H) x (1mol/1,008g)=4,544mols deH. (54,50g O) x (1mol/15,999g)=3,406molsde O.
  28. 28. Solução Determina-se a relação com menornúmero inteiro, dividindo-se cada valorpelo de menor quantidade de mols(3.406 moles do Oxigênio):
  29. 29. Solução A quantidade relativa de mols de carbono e oxigênioparece ser igual, mas a quantia relativa dehidrogênio é mais alta. Considerando que nãopodemos ter “átomos fracionários” em um composto,nós precisamos normalizar a quantia relativa dehidrogênio para ser igual a um inteiro. 1.333 é 1 +1/3, assim se multiplicarmos as quantias relativas decada átomo por „3‟, deveremos obter valores inteirospara cada átomo. C = (1.0) x 3 = 3 H = (1.333) x 3 = 4 O = (1.0) x 3 = 3 ou, C3H4O3
  30. 30. Solução Esta é a fórmula empírica para o ácido ascórbico. Ea fórmula molecular? Falamos que,experimentalmente, foi determinada uma massamolecular de 176u.Qual é a massa moleculardafórmula empírica? (3 x 12,011) + (4 x 1,008) + (3 x 15,999) = 88,062u. A massa molecular da fórmula empírica é menor quea experimentalmente determinada. Qual é a relaçãoentre os dois valores? (176u /88,062u) = 2,0 Se multiplicarmos a fórmula empírica por „2‟, então amassa molecular estará correta. Assim, a fórmulamolecular é: 2 x C3H4O3 = C6H8O6

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