Massa atômica, massa molecular e massa Molar

1. Massa atômica,
Massa molecular e
Massa molar
Prof.: Douglas J C Gomes Data: 12/03/2025

2. Unidade de Massa Atômica
1 𝑢=1,66054 ∙10−24
𝑔
Os átomos e as moléculas são partículas tão pequenas que as unidades usuais
não seriam convenientes.
O átomo de hidrogênio pesa aproximadamente:
0,000000000000000000000001660 𝑔
Por exemplo:
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.
Desse átomo separou-se uma fração correspondente a .
Unidade de massa atômica () é igual a da massa de um átomo de isótopo de
carbono-12 ().
𝑢

3. Massa Atômica (MA)
(com sensibilidade suficiente
para pesar um único átomo)
Balança imaginária:
Massa atômica é a massa do átomo
medida em unidades de massa atômica ().
São necessárias para
equilibrar o átomo de flúor; A massa atômica do flúor é .
Massa atômica Número de massa
Observação:

4. Massa Atômica de Elementos Químicos
Até aqui estávamos imaginando a massa de um átomo isolado ou dos átomos
absolutamente iguais de um isótopo puro.
A massa atômica (MA) do elemento cloro que nós encontramos nas tabelas é
a média ponderada desses valores, a saber:
Na natureza, quase todos os elementos químicos são misturas de isótopos
com diferentes porcentagens em massa, chamadas de abundâncias relativas.
O cloro da natureza é uma mistura dos isótopos 35 e 37, na seguinte
proporção:
Exemplo:
𝑀𝐴𝐶𝑙=
75,4 ∙34,969+24,6 ∙36 ,966
100
≅35,460 𝑢

5. Exercício 1:
𝑀𝐴𝐶𝑙=𝑚 é 𝑑𝑖𝑎𝑝𝑜𝑛𝑑𝑒𝑟𝑎
𝑀𝐴𝐶𝑙=
90 ∙ 20+0,27 ∙ 21+9,73 ∙ 22
100
𝑀𝐴𝐶𝑙=20,19𝑢

6. Exercício 2:
𝑀𝐴𝐶𝑙=
6 ∙ 7,8+7 ∙ 93,2
100
𝑀𝐴=
Massa do isó topo 1∙ Abund â ncia+Massa do is ótopo 1∙ Abund â ncia
100
𝑀𝐴𝐶𝑙=
+7 ∙93,2
100
𝑀𝐴𝐶𝑙=
699,2
100
𝑀𝐴𝐶𝑙=6,992𝑢

7. Exercício 3:
(UFPE) O cobre consiste em dois isótopos com massa 62,96u e 64,96u e
abundância isotópica de 70,5% e 29,5%, respectivamente. A massa atômica
do cobre é:
a) 63,96u
b) 63,00u
c) 63,80u
d) 62,55u
e) 63,55u
• Massa do isótopo 1 do cobre = 62,96 u;
• Porcentagem do isótopo 1 = 70,5 %;
• Porcentagem do isótopo 2 = 64,96 u;
• Massa do isótopo 2 do cobre = 29,5 %.
𝑀𝐴=
62,96 ∙70,5+64,96 ∙29,5
100
𝑀𝐴=
6355
100
𝑀𝐴=63,55𝑢

8. Exercício 4:
(Cesgranrio-RJ) Um elemento X tem massa atômica 63,5 e apresenta os
isótopos 63
X e 65
X. A abundância do isótopo 63 no elemento X é:
a) 25%
b) 63%
c) 65%
d) 75%
e) 80%
Massa atômica do elemento = 63,5;
Massa do isótopo 1 = 63;
Abundância do isótopo 1 = x;
Massa do isótopo 2 = 65;
Abundância do isótopo 2 = y.
𝑀𝐴=
Massa do is ó topo 1∙ Abund â ncia+Massa do is ótopo 1∙ Abund â ncia
100
63,5=
6 3 ∙ 𝑥 +6 5 ∙(100 − 𝑥)
100
Como esse elemento apresenta apenas
dois isótopos, podemos afirmar que,
na natureza, a abundância desses dois
isótopos resulta em 100%.
𝑥+ 𝑦=100 𝑦=100− 𝑥
63,5∙100=63∙𝑥+6500− 65∙𝑥
6350=63∙ 𝑥+6500−65∙𝑥
6350=6500− 2∙ 𝑥
2∙𝑥=6500−6350
2∙𝑥=150
𝑥=
150
2
=75 %

9. Exercício 5:
Um elemento que apresenta massa atômica igual a 68 u possui dois isótopos
naturais. O número de massa de cada um desses isótopos é, respectivamente,
66 e 71. Qual é a porcentagem do isótopo de massa igual a 71?
a) 40%
b) 50%
c) 60%
d) 55%
Massa atômica do elemento = 68;
Massa do isótopo 1 = 66;
Abundância do isótopo 1 = x;
Massa do isótopo 2 = 71;
Abundância do isótopo 2 = y.
Como esse elemento apresenta apenas
dois isótopos, podemos afirmar que,
na natureza, a abundância desses dois
isótopos resulta em 100%.
𝑥+ 𝑦=100 𝑥=100 − 𝑦
𝑀𝐴=
Massa do is ó topo 1∙ Abund â ncia+Massa do is ótopo 1∙ Abund â ncia
100
68=
6 6 ∙(100 − 𝑦 )+71 ∙ 𝑦
100
68∙100=6600−66 ∙𝑥+71∙ 𝑦
6800=6600 − 66∙𝑥+71∙ 𝑦
200=5∙ 𝑦
𝑦 =
20 0
5
=40 %

10. Massa Molecular (MM)
(com sensibilidade suficiente
para pesar um único átomo)
Balança imaginária:
Massa molecular é a massa da molécula
medida em unidades de massa atômica ().
São necessárias para
equilibrar;
A massa molecular do dióxido de carbono é .
dióxido de
carbono

11. Massa Molecular (MM)
O cálculo da massa molecular é feito considerando que uma molécula é uma
“soma” de átomos.
Vamos conferir a se massa molecular do
dióxido de carbono é .

12. Massa Molecular (MM)
O cálculo da massa molecular é feito considerando que uma molécula é uma
“soma” de átomos.

13. Massa Molecular (MM)
Substâncias iônicas

14. Exercícios
Atenção: Para obter as massas atômicas, necessárias
aos exercícios a seguir, use a Tabela Periódica.
Aproxime os valores encontrados para os números
inteiros mais próximos.

15. Exercício 3:

16. Conceito de mol.
Número de Mol
Em Química, o termo mol é definido como a quantidade de matéria que
contém um número invariável de partículas (átomos, moléculas, elétrons ou
íons).
Constante de Avogadro
(Número de Avogadro)
𝑁 𝐴=6,02∙ 1023
1 mol de um gás é um conjunto de
moléculas desse gás.
1 mol de oxigênio (O2) é constituído por moléculas de oxigênio.
1 mol de hidrogênio (H2) é constituído por moléculas de hidrogênio.
Massa de 1 mol de oxigênio massa de 1 mol de hidrogênio.

17. Conceito de Mol
Número de Mols
O número de mols (plural de mol)
contido em certa massa m é:
𝑛=
𝑚
𝑚𝑎𝑠𝑠𝑎 𝑑𝑒 1𝑚𝑜𝑙
Massa molar ()
𝑛=
𝑚
𝑀
Massa molar (M) é a massa, em gramas, de um
mol da substância (ou elemento ou íon etc.).
= quantidade de matéria em mols
= massa dada (em gramas)
= massa molar (em g/mol)

18. Conceito de Mol
A massa molar do oxigênio (O2) vale ; logo, na massa de oxigênio há o
seguinte número de mols:
𝑛=
96𝑔
32𝑔/𝑚𝑜𝑙 𝑛=3𝑚𝑜𝑙𝑠
Exemplo:

19. Conceito de Mol
Exemplo:
A massa atômica do Ca é 40 u, a do Na é 23 u, e a massa molecular do CO2 é 44 u:
• massa molar do Ca M = 40 g/mol
• massa molar do CO2 M = 44 g/mol
• massa molar do Na" M = 23 g/mol
Quantos mols correspondem a 88 g de dióxido de carbono (CO2)?
(Massas atômicas: C = 12; O = 16)
𝑛
𝑛

20. Conceito de Mol
Exemplo:
A massa atômica do Ca é 40 u, a do Na é 23 u, e a massa molecular do CO2 é 44 u:
• massa molar do Ca M = 40 g/mol
• massa molar do CO2 M = 44 g/mol
• massa molar do Na" M = 23 g/mol
Quantos mols correspondem a 100 g de cálcio?
Dado: massa atômica do cálcio = 40.
𝑛
𝑛

21. 𝑛𝐴𝑢=
𝑚𝐴𝑢
𝑀
𝑛𝐴𝑔 =
𝑚𝐴𝑔
𝑀
𝑛𝐴𝑢=
19,7
197
𝑛𝐴𝑢=0,1 𝑚𝑜𝑙
𝑛𝐴𝑔=𝑛𝐴𝑢=0,1𝑚𝑜𝑙
0 ,1=
𝑚 𝐴𝑔
108
𝑚𝐴𝑔=0,1∗108
𝑚𝐴𝑔=10,8 𝑔

22. 𝑛=
𝑚
𝑀
𝑀=92,9𝑔/𝑚𝑜𝑙
𝑚=3308𝑇
𝑚=3308 103
𝑔
𝑚=3,308 106
𝑔
𝑛=?
𝑛=
3,308106
92,9
𝑛=0,0356 106
𝑛=3,56 104
𝑚𝑜𝑙𝑠

23. Exercício 4:
Quantas moléculas existem em 88 g de dióxido de carbono (CO2)?
Massas atômicas: C = 12; O = 16; constante de Avogadro = .

24. Exercício 5:
(FEI-SP) Determine o número de átomos de hidrogênio contidos em 100,0 g
de álcool etílico ().
Massas atômicas: C = 12; H = 1; O = 16; constante de Avogadro = .
𝑥
Cada molécula contém 6 átomos de hidrogênio.
𝑛ú𝑚𝑒𝑟𝑜𝑑𝑒á𝑡𝑜𝑚𝑜𝑠 𝑑𝑒h𝑖𝑑𝑟𝑜𝑔ê𝑛𝑖𝑜=7,8∙1024

25. Exercício 5:

26. Exercício 5:

28. Equação de Clapeyron
O físico francês Clapeyron estabeleceu que o quociente é diretamente
proporcional ao número n de mols de um gás ideal.
constante universal dos gases perfeitos
𝑅=8,31 𝐽 /𝑚𝑜𝑙∙ 𝐾
Equação de Clapeyron
𝑛=
𝑚
𝑀
T é sempre expressa
em kelvin (K).

29. Lei geral dos gases perfeitos
Consideremos dois estados distintos de uma mesma massa gasosa:
Aplicando a equação de Clapeyron aos dois estados:
𝑝1𝑉 1=𝑛 𝑅𝑇 1(1)
Igualando as equações 1 e 2, temos:
Lei geral dos gases perfeitos
𝑝2𝑉 2=𝑛 𝑅𝑇2(2)
Estado (1) Estado (2)
𝑝1 𝑉 1
𝑇1
=𝑛 𝑅(1)
𝑝2 𝑉 2
𝑇 2
=𝑛 𝑅(2)

30. Lei geral dos gases perfeitos
Se (Transformação
isocórica)
Se (Transformação
isobárica)
Se
(Transformação isotérmica) 𝑝1𝑉 1=𝑝2 𝑉 2
𝑝1
𝑇1
=
𝑝2
𝑇 2
𝑉1
𝑇 1
=
𝑉 2
𝑇2
Condições normais de pressão e temperatura (*CNPT)
Temperatura:
Pressão:
*CNPT - Centro Nacional de Pesquisa e Conservação da Sociobiodiversidade
Associada a Povos e Comunidades Tradicionais