O documento discute a evolução da unidade de massa atômica e como foi desenvolvido o conceito de mol. Inicialmente, a massa atômica era medida em relação ao carbono-12. Posteriormente, foi estabelecido que 1 unidade de massa atômica equivale a 1/12 da massa de um átomo de carbono-12. Finalmente, Avogadro estabeleceu que volumes iguais de gases contêm o mesmo número de moléculas, levando ao conceito moderno de mol.

1. • 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.

2. • 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.

3. • 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

4. • 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!!!

5. • 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.

6. 1
12
do carbono 12
ou
1 u.m.a.
UNIDADE DE MASSA ATÔMICA
(u.m.a.)
CARBONO 12

7. • 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

8. • A MASSA DOS OUTROS ELEMENTOS
os outros elementos foram medidos comparando-se
suas massas com a u.m.a., vamos ver um exemplo:
Podemos ver que na balança a massa do urânio é de
238 u.m.a.
238
Átomo de Urânio
u
U 238
MA 

9. MASSA ATÔMICA
É um número que indica
quantas vezes um determinado átomo é
mais pesado que
1/12 do carbono 12 (ou 1 u.m.a )
He 4 u.m.a.
O átomo de HÉLIO é 4 vezes mais pesado
que 1/12 do carbono 12

10. • Então como se mediria as massas de uma molécula
qualquer?!!!!
muito simples: é só somar as massas dos elementos
contidos nesta molécula exemplo:
Logo a molécula de glicose é 180 vezes mais pesada
que a 1/12 parte do átomo de carbono.
180
Molécula de Glicose
6
12
6 O
H
C
180u
16u
6x
1u
12x
12u
6x
MM 6
12
6 O
H
C 




11.  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.

12.  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.

13. • 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.

14. • 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.

15. • 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.

16. • 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”;

17. • 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;

18. • 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.

19. • 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?

20. • 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.

21. • 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.

22. MASSA MOLECULAR (M)
É um número que indica quantas vezes uma
molécula é mais pesada que 1/12 do
carbono 12
De uma maneira prática, calculamos a massa
molecular somando-se todos os pesos atômicos
dos átomos que formam a molécula

23. O ácido sulfúrico
Dados: H = 1 u.m.a.; O = 16 u.m.a.; S = 32 u.m.a.
H: 2 x 1 = 2
S: 1 x 32 = 32
O: 4 x 16 = 64
+
98 u.m.a
H
O
H
O
O
O
S