1) O documento descreve como os químicos usam a unidade "mol" para quantificar átomos, íons e moléculas. 2) Um mol representa 6,0221x1023 objetos e é usado para converter entre número de objetos e número de mols. 3) A massa molar de um composto é usada para calcular o número de mols a partir da massa da amostra.

1. Professora :Adrianne Mendonça

2.  Os químicos descrevem o número de
átomos, íons e moléculas em termos de
uma unidade chamada “mol”.
 Um mol é o análogo da “dúzia”.

3. A definição de um mol é:
 1mol é o número de átomos em
exatamente 12 g de carbono 12.
 A massa de um átomo de carbono é
1,99265x10-23g (espectroscopia)
 Segue que o número de átomos em
exatamente 12 g de carbono 12 é:
 número de átomos de carbono 12 =

4. Como o mol dá o número de átomos em uma amostra, segue
que 1 mol de átomos de qualquer elemento é 6,0221x1023
átomos do elemento.
Cada amostra consiste de 1 mol de átomos. No sentido horário
desde a direita em cima estão 32g de enxofre, 201g de mercúrio,
207g de chumbo, 64g de cobre e 12g de carbono.

5. Então:
 1 mol de objetos representa
6,0221x1023 daqueles objetos.
 O número de objetos por mol,
6,0221x1023 mol-1, é chamado de
constante de Avogrado, Na.

6. constante de Avogadro
 A constante de Avogadro é usada na
conversão entre o número de mols e o
número de átomos, íons ou moléculas:
 Numero de objetos = número de mols x
número de objetos por mol
 Representando o número de objetos por
mol por N e o número de mols
(formalmente a “quantidade da
substância”) por n, esta relação pode ser
escrita na forma:
 N= n.NA [1]

7. Exemplo 1
 Uma amostra de vitamina C contém
1,29x1024 átomos de hidrogênio (bem
como outras espécies de átomos).
Quantos mols de átomos de hidrogênio
a 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. Observação
 As quantidades de átomos, íons ou
moléculas em uma amostra são
expressas em mols, e a constante de
Avogadro, NA, é usada para a
conversão entre o número destas
partículas e o número de mols.

9. A MASSA MOLAR
 Como podemos determinar o número
de mols presente numa amostra se não
podemos contar os átomos
diretamente? A resposta está no
conhecimento da massa da amostra e
da massa molar, M, a massa por mol
de partículas.

10. Exemplo 2-
 Encontrar o número de mols de átomos
de flúor em 22,5g de Flúor. A massa por
mol de átomos de flúor, F, é 19,00g.mol-
1 Então:

11. Importante !!!
 As massas molares de compostos
iônicos e moleculares são calculadas a
partir das massas molares dos
elementos presentes: a massa molar
de um composto é a soma das
massas molares dos elementos que
constituem a molécula ou fórmula
unitária.

12. Exemplo
 a massa molar do composto iônico,
Na2SO4 é:
 Massa Molar de Na2SO4=
 2x(massa molar de Na) + (massa molar
de 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. Peso Atômico e Peso
Molecular
 Dois termos que ainda são largamente
usados na literatura química são peso
atômico e peso molecular.
 O peso atômico de um elemento é o
valor numérico de sua massa molar.
 H= 1,008g.mol-1(massa molar) ; (1,008 é
o peso atômico)
 Cl=35,45g.mol-1(massa molar); (35,45 é
o peso atômico)

14. O peso molecular
 O peso molecular de um composto
molecular ou peso fórmula de um
composto iônico é o valor numérico de
sua massa molar:
 O peso molecular da água (massa
molar 18,02g.mol-1) é 18,02
 O peso fórmula do cloreto de sódio,
NaCl (massa molar 58,44g.mol-1) é
58,44

15. Considerações
 Um ponto a considerar é que para medir 1
mol de átomos de um elemento, medimos
uma massa igual a massa molar do
elemento em gramas.
 Por exemplo, para medir 1,000 mol de Fe
(de massa molar 55,85g.mol-1), medimos
55,85g de ferro. Esta conclusão segue do
fato que, se a amostra contém 1,000 mol
de ferro então:
 Massa de ferro= (1,000 mol) x (55,85g.mol-
1) = 55,85 g

16. Exemplo 3- Calculando a massa a
partir do número de mols
 Suponha que estamos preparando uma
solução de permanganato de potássio,
KMnO4, e são necessários 0,10 mol do
composto. Como a massa molar do
permanganato de potássio é
158,04g.mol-1, qual a massa que deverá
ser pesada?
 Massa de KMnO4 = (0,10 mol) x
(158,04g.mol-1) = 15,804g

17. DETERMINAÇÃO DE FÓRMULAS
QUÍMICAS
 Fórmula empírica: mostra o número relativo
de átomos de cada elemento no composto.
 Glicose CH2O os átomos de C, H e O
estão na razão 1:2:1
 Depois que a fórmula empírica tenha sido
determinada o próximo passo é determinar a
fórmula molecular.
 Uma fórmula molecular nos dá o número real
de átomos de cada elemento na molécula.
 A fórmula molecular para a glicose é
C6H12O6

18. A Composição percentual de
massa
 Para determinar a fórmula empírica de
um composto, começamos medindo a
massa de cada elemento presente na
amostra. O resultado é usualmente
apresentado como uma composição
percentual de massa, isto é, a massa
de cada elemento expressa como uma
porcentagem da massa total:

19. A Composição percentual de
massa
 Porcentagem de massa = massa
do elemento na amostra / massa
total da amostra * 100

20. Exemplo 4
 Qual a composição centesimal do
clorofórmio, CHCl3? A massa molar do
clorofórmio é 119,37g.mol-1. Massas
Molares dos elementos: C=12,01g.mol-1
 H=1,008 g.mol-1 e Cl= 35,45 g.mol-1


21. Solução

22. Determinando fórmulas
empíricas
 Uma fórmula que simplesmente fornece o
número relativo de átomos de cada elemento
presente em uma fórmula unitária chama-se
fórmula mínina ou fórmula empírica.
 Para a determinação da fórmula empírica de
um composto, o procedimento mais simples é
o de imaginar que temos 100g da amostra
exatamente.
 Deste modo usamos a massa molar de cada
elemento para converter estas massas em
mols e depois encontrar o número relativo de
mols de cada tipo de átomo.

23. Exemplo 5
 Uma amostra de um gás de cor
castanha, um dos principais poluentes
do 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. Solução
 1º. Cálculo do número de mols:

 N0,167O0,334 número relativo de mols
de N e O. Todavia, uma vez que a
fórmula deve ter um significado a nível
molecular, onde temos um número
inteiro de átomos combinados, os
subscritos de vem ser inteiros. Dividindo
pelo menor índice obtém-se: NO2

25. FÓRMULAS MOLECULARES
 A fórmula molecular não fornece apenas a
informação contida na fórmula empírica,
mas também nos diz quantos átomos de
cada elemento estão presentes em uma
molécula de uma substância.
 A fórmula molecular de um composto é
encontrada determinando-se quantas
fórmulas empíricas unitárias são
necessárias para a massa molar medida
no composto.

26. Exemplo 6
 A Vitamina C (ácido ascórbico) contém
40,92% de C; 4,58% de H e 54,50% de
O, em massa. A massa molecular
experimentalmente determinada é 176u.
Quais são as fórmulas empírica e
molecular para o ácido ascórbico?

27. Solução
 Em 100 gramas de ácido ascórbico,
temos: 40,92 gramas de C; 4,58 gramas
de H; 54,50 gramas de O. Isto nos dá os
mols de cada elemento:
 (40,92g C) x
(1mol/12,011g)=3,407moles de C.
 (4,58g H) x (1mol/1,008g)=4,544mols de
H.
 (54,50g O) x (1mol/15,999g)=3,406mols
de O.

28. Solução
 Determina-se a relação com menor
número inteiro, dividindo-se cada valor
pelo de menor quantidade de mols
(3.406 moles do Oxigênio):

29. Solução
 A quantidade relativa de mols de carbono e oxigênio
parece ser igual, mas a quantia relativa de
hidrogênio é mais alta. Considerando que não
podemos ter “átomos fracionários” em um composto,
nós precisamos normalizar a quantia relativa de
hidrogênio para ser igual a um inteiro. 1.333 é 1 +
1/3, assim se multiplicarmos as quantias relativas de
cada átomo por „3‟, deveremos obter valores inteiros
para cada átomo.
 C = (1.0) x 3 = 3
 H = (1.333) x 3 = 4
 O = (1.0) x 3 = 3
 ou, C3H4O3

30. Solução
 Esta é a fórmula empírica para o ácido ascórbico. E
a fórmula molecular? Falamos que,
experimentalmente, foi determinada uma massa
molecular de 176u.Qual é a massa molecular
dafórmula empírica?
 (3 x 12,011) + (4 x 1,008) + (3 x 15,999) = 88,062u.
 A massa molecular da fórmula empírica é menor que
a experimentalmente determinada. Qual é a relação
entre os dois valores?
 (176u /88,062u) = 2,0
 Se multiplicarmos a fórmula empírica por „2‟, então a
massa molecular estará correta. Assim, a fórmula
molecular é:
 2 x C3H4O3 = C6H8O6