Este documento apresenta conceitos fundamentais de grandezas químicas, incluindo massa atômica, massa molecular, constante de Avogadro, mol, massa molar e número de mols. Explica como estas grandezas são medidas e definidas, assim como suas unidades, e fornece exemplos para ilustrar os cálculos envolvidos.

1. Disciplina: Química
Profª: Alda Ernestina
28/05/2015
1
Pré-Vestibular Samora Machel
Universidade Federal do Rio de Janeiro
Grandezas Químicas

2. O que veremos hoje
•Grandezas, unidades e medições em química
•Massa atômica
•Massa molecular
•Constante de Avogadro
•Mol
•Massa molar
•Número de mols

3. As medições em nosso cotidiano
As medições estão presentes a todo momento em nosso dia-a-dia ...
Velocidade (Km/h)
Comprimento (m)
Massa (g)Tempo (s)
Volume (L)
Temperatura (°C)
... e nossas vidas seriam bem mais complicadas sem elas ...

4. Mas o que é medir?
Comparar quantitativamente uma grandeza com uma unidade pré estabelecida
Grandeza – tudo aquilo que pode ser medido
Unidade – é uma grandeza escolhida arbitrariamente como padrão
Pressão (mm Hg) Corrente elétrica (ampere)Energia elétrica (kwh)
Dizer que alguma coisa pesa 5 kg equivale a
dizer que a sua massa é 5 vezes maior que a unidade
escolhida (kg) ou que será preciso 5 pesinhos de 1 kg cada para
contrabalancear o seu peso

5. Mas qual a unidade correta a se usar?
Depende do que irá ser medido, mas deve-se usar sempre uma unidade
compatível com o grau da grandeza que será medida
É adequado dizer que um elefante
pesa 12 milhões de miligramas?
Você quando vai a padaria, não pede 10-4 kg
e sim 100 g de mortadela?
É adequado dizer que 1 ano tem 3,1536 x 107 segundos?

6. GRANDEZAS QUÍMICAS
São grandezas utilizadas pela química e estão relacionadas com massa,
volume, número de átomos, de moléculas, de íons e principalmente
quantidades expressas em mols
Principais grandezas químicas
•Massa atômica (MA)
•Massa molecular (MM)
•Constante de Avogadro (NA)
•Mol
•Massa molar (M)
•Número de mols (n)

7. Mas como medir a massa atômica?
Para medir massa de um elefante usamos tonelada como unidade padrão
Para medir a massa de uma pessoa usamos kg
Para medir a massa de uma moeda usamos grama
Para medir a massa de um comprimido usamos miligrama
E para medir a massa de um átomo?
Os átomos são unidades muito pequenas para serem
medidos em uma balança convencional.
Para tanto existe o espectrômetro de massa, aparelho
utilizado para medir a massa de átomos e moléculas

8. Unidade de massa atômica
O isótopo 12 do elemento carbono (12C) foi escolhido como padrão para a
medida da massa atômica
Unidade de massa atômica – corresponde a massa de 1/12 do
átomo de 12C
Ao 12C foi atribuída uma massa
de 12 unidades de massa atômica (u),
desta forma cada um dos 12 pedacinhos
equivale a 1u
A massa atômica do magnésio (Mg) é 24u,
ou seja, um átomo de Mg equivale a dois
átomos de 12C

9. MASSA ATÔMICA
Massa atômica é a grandeza que expressa a massa do átomo e indica
quantas vezes sua massa é maior que 1u (unidade de massa atômica)
Ex: Quando dizemos que a massa atômica do 32S é igual a 32u significa que:
a massa de um átomo de S equivale a 32u, ou seja, é 32 vezes a massa de
1/12 do átomo de 12C
Dizemos que a massa de um átomo de :
4He é 4 vezes maior que a massa de 1/12 do átomo do átomo de 12C
19F é 19 vezes maior que a massa de 1/12 do átomo de 12C
27Al é 27 vezes maior que a massa de 1/12 do átomo de 12C

10. MASSA ATÔMICA DE UM ELEMENTO
Devido à existência de isótopos, a massa atômica de um elemento deve ser
expressa pela média ponderada das massas atômicas de todos os seus
isótopos naturais
MAA = (A1 x %1) + (A2 X %2) + ... (An X %n)
100
Exemplo: Vamos calcular qual a massa atômica do elemento neônio
A = massa atômica de cada isótopo
% = abundância de cada isótopo
MANe = (20 x 90,92) + (21 X 0,26) + (22 X 8,82)
100
= 2017,9
MANe = 20,179 u
100

11. Vamos praticar?
1 – Sabendo-se que o cloro ocorre sob a forma dos isótopos 35Cl (75% de
abundância) e 37Cl (25% de abundância), determine a massa atômica desse
elemento
MACl = (35 x 75) + (37 X 25)
100
= 3550 MACl = 35,5 u
100
2 – Determine a massa atômica do elemento enxofre. Sabendo-se que o
mesmo ocorre ocorre sob a forma dos isótopos 32S (95% de abundância); 33S
(0,75% de abundância); 34S (4,21%) e 36S (0,02%).
MAS = (32 x 95) + (33 x 0,75) + (34 x 4,21) + (36 x 0,02)
100
= 3208, 61
MAS = 32,0861 u
100

12. MASSA MOLECULAR
Massa molecular – refere-se à soma das massas atômicas de todos os
átomos que constituem a molécula
Vamos calcular a massa molecular das substâncias abaixo?
H2O
Dados: H = 1u; O = 16u; S = 32u; C = 12u; Cl = 35,5 u; Br = 80u; Si = 28u; Na = 23u.
H =2 x 1u
O = 1 x 16u
Cl2
Cl = 2 x 35,5u
H2SO4
H = 2 x 1u
S = 1 x 32u
O = 4 x 16u
MMCl2 = 71u
MMH2O = 18u
MMH2SO4 = 98u
H = 1 x 1u
Cl = 1 x 35,5u
MMHCl = 36,5u
HCl
SiO2
Si = 1 x 28u
O = 2 x 16u
MMSiO2 = 60u
CO2
C = 1 x 12u
O = 2 x 16u
MMCO2 = 44u
C2H4O2
H = 4 x 1u
C = 2 x 12u
O = 2 x 16u
MMC2H4O2 = 60u
NaBr
Na = 1 x 23u
Br = 1 x 80u
MMNaBr = 103 u
No caso de compostos iônicos, usa-se a expressão MASSA FÓRMULA

13. Contando os átomos
Como contar a quantidade de grãos de arroz existentes em um saco de 5 kg?
E no caso da quantidade de átomos contido em um elemento, como contamos?
1º - contamos certa quantidade de grãos e pesamos
2º - estabelecemos uma relação entre a massa determinada e
a massa total contida no saco
3º - montamos uma regra de três
100 grãos -----------2 g
x ---------- 5000 g
X= 100 x 5000 = 250.000 grãos ou 2.5 X 105 grãos
2
Vamos supor que 100 grãos de arroz pese 2g.
Usando a relação entre a massa e a quantidade de grãos
Temos que:

14. CONSTANTE DE AVOGADRO
Constante de Avogadro = 6,02 X 1023
As massas atômicas de todos os elementos, quando expressas em gramas,
contêm o mesmo número de átomos
Essa relação foi observada pelo cientista Amedeo Avogadro e no século XX o
valor de N foi determinado e ficou conhecido como constante de Avogadro
Dizemos então que existem:
6,02 x 1023 átomos de S em 32g de S
6,02 x 1023 átomos de Hg em 201g de Hg
6,02 x 1023 átomos de Pb em 207g de Pb
6,02 x 1023 átomos de Cu em 64g de Cu
6,02 x 1023 átomos de C em 12g de C
S
Hg
PbCu
C

15. CONSTANTE DE AVOGADRO
A constante de Avogadro é também aplicável às moléculas, de forma que as
massas moleculares de todas as substâncias moleculares, quando expressas
em gramas, contêm o mesmo número de moléculas
Dizemos então que existem:
6,02 x 1023 moléculas de H2SO4 em 98g de H2SO4
6,02 x 1023 moléculas de H2O em 18g de H2O
6,02 x 1023 moléculas de CO2 em 44g de CO2
6,02 x 1023 moléculas de C3H6O em 58g de C3H6O
6,02 x 1023 moléculas de Cl2 em 71g de Cl2

16. CONSTANTE DE AVOGADRO
A constante de Avogadro é também aplicável aos íons, de forma que as
massas fórmula de todos os compostos iônicos, quando expressas em
gramas, contêm o mesmo número de íons
Dizemos então que existem:
6,02 x 1023 íons de NaCl em 58g de NaCl
6,02 x 1023 íons de CaCO3 em 100g de CaCO3
6,02 x 1023 íons de FeSO4
. 7H2O em 278g de FeSO4 . 7H2O
6,02 x 1023 íons de Na2O2 em 78g de Na2O2
NaCl
58 g
CaCO3
100 g
FeSO4
. 7H2O
278g
Na2O2
78 g

17. MOL
MOL é a unidade de medida que expressa a quantidade de matéria
Assim como uma dúzia refere-se a 12 unidades, o MOL refere-se a
6,02 x 1023 partículas (átomos, moléculas, íons, etc.)
1 dúzia = 12 unidades
de alguma coisa
1 mol = 6,02 x 1023 partículas
1 mol de C12H22O11 = 180g = 6,02 x 1023 moléculas de C12H22O11

18. MOL
6,02 x 106,02 x 10 2323
partpartíículasculas
Grandeza que indica uma
determinada quantidade de matéria
1 mol é a quantidade
de matéria que contém

19. MOL
MOL = 6,02 x 1023 partículas quaisquer
1 mol de laranjas = 6,02 x 1023 laranjas
1 mol de moedas = 6,02 x 1023 moedas
1 mol de átomos = 6,02 x 1023 átomos
1 mol de moléculas = 6,02 x 1023 moléculas
1 mol de íons = 6,02 x 1023 íons
1 mol de elétrons = 6,02 x 1023 elétrons
Podemos então dizer que:
1 mol de Ca = 20 g = 6,02 x 1023 átomos
1 mol de H2SO4 = 98g = 6,02 x 1023 moléculas
1 mol de NaCl = 58, 5g = 6,02 x 1023 íons

20. Vamos praticar?
1- Sabendo-se 16g de CH4 equivale a 1 mol de CH4. Quantos mols
correspondem a 40g dessa substância?
1 mol de CH4 ----------------- 16g
x ----------------- 40 g
x = (1 x 40) ÷ 16
x= 2.5 mols de CH4
2- Sabendo-se que 18g (1 mol) de H2O corresponde a 6,02 x 1023
moléculas. Quantas moléculas estão presentes em 36g de H2O
18g de H2O ----------------- 6,02 x 1023 moléculas
36g de H2O ----------------- x
x = (36 x 6,02 x 1023) ÷ 18
x= 1.204 x 1024 moléculas de H2O

21. MASSA MOLAR
MASSA MOLAR é a massa que contêm 6,02 x 1023 partículas, ou seja,
é a massa referente a 1 mol de alguma coisa. Sua unidade é g/mol
MASSA MOLAR de um elemento = massa que contém 6,02 x 1023 átomos
Cálcio (Ca) MA = 40u
40g de Ca 6,02 x 1023 átomos de Ca
1 mol de átomos de Ca
contêm
equivale a
pesa
Massa molar do Ca = 40g/mol

22. MASSA MOLAR
MASSA MOLAR de uma substância = massa que contém 6,02 x1023 moléculas
Água (H2O) MM = 18u
18g de H2O 6,02 x 1023 moléculas
1 mol de moléculas de H2O
contêm
que equivale a
que pesa
Massa molar da H2O = 18g/mol
MASSA MOLAR de um composto iônico= massa que contém 6,02 x1023 íons
Cloreto de sódio (NaCl) M = 58.5 u
58,5 g de NaCl 6,02 x 1023 íons
1 mol de íons
contêm
que equivale a
que pesa
Massa molar do NaCl = 58,5 g/mol

23. Quantidade em matéria ou quantidade em mols (n)
A quantidade de matéria de uma substância é expressa pelo número de mols
Número de mols = relação entre a massa (m) de uma amostra da substância e
sua massa molar (M)
Exemplo
Quantos mols de átomos correspondem a 280g de Fe?
(Dado: massa molar do = 56g/mol)
1 mol de átomos de Fe ----------------- 56g (massa da amostra)
n ----------------- 280g (massa molar)
n = (1 x 280) ÷ 56
n = 5 mols de átomos de Fe
Matematicamente podemos dizer que:
n = m
M
Onde:
m = massa da amostra da substância
M = massa molar da substância

24. Vamos praticar?
1- 132g de CO2 correspondem a quantos mols?
1 mol de CO2 ----------------- 44g
x ----------------- 132 g
x = (1 x132) ÷ 44
x= 3 mols de CO2
2- Determine a massa em gramas de:
a) 2 mols de N2 (MM =28)
1 mol de N2 ----------------- 28g
2 mols de N2 ----------------- x
x = (28 x 2) ÷ 1
x= 56 g de N2
CO2
C = 1 x 12g
O = 2 x 16g
MMCO2 = 44g
b) 5 x 1022 moléculas de NH3 (MM = 17)
17g de NH3 ---------6,02 x 1023 moléculas
x ---------5,0 x 1022 moléculas
x = (17 . 5 x1022) ÷ 6,02 x 1023
x= 1,41 g de NH3

25. Exercícios para fixação