Relações numéricas: massa atômica e molecular Notas de revisão para ENEM Química

Relações numéricas: massa atômica e molecular

Introdução

Na química, trabalhamos constantemente com valores numéricos para representar grandezas como a massa de átomos e moléculas. Como essas entidades são invisíveis a olho nu, utilizamos equipamentos especializados como balanças e cálculos aproximados para facilitar a previsão de reações químicas.

infoNote

Além das grandezas como massa, também podemos trabalhar com quantidade de matéria, que é uma maneira de quantificar o número de átomos ou moléculas presentes em um sistema. Essa quantificação é facilitada pela grandeza mol.

Massa atômica (M.A.)

Definição e unidade

A unidade de massa atômica (u) está baseada no isótopo do carbono e corresponde a 1/12 da massa de um átomo de carbono (C-12). Esse padrão foi estabelecido em 1962 e é utilizado em todos os países do mundo.

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Conversão fundamental: $1 \text{ u} = 1,66054 \times 10^{-24} \text{ g}$

A massa atômica representa basicamente quantas vezes a massa de um determinado átomo é maior que 1 u.

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Exemplo Prático: Átomo de Sódio

O átomo de sódio apresenta massa atômica igual a 23 u, ou seja, sua massa é 23 vezes maior que 1u.

Localização na tabela periódica

As massas atômicas são medidas experimentalmente em um aparelho chamado espectrômetro de massa. Na tabela periódica, você encontrará valores como:

Nitrogênio: 14 u
Oxigênio: 16 u
Flúor: 19 u

infoNote

Na representação do elemento na tabela periódica, o número superior corresponde ao número atômico (Z), e o número inferior corresponde à massa atômica.

Cálculo de massa atômica com isótopos

Praticamente todos os elementos químicos possuem isótopos (átomos com o mesmo número de prótons). A determinação da massa atômica de um elemento químico é baseada na média ponderada das massas atômicas e das abundâncias de seus isótopos.

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Fórmula da Massa Atômica: $\text{M.A.} = \frac{\text{M.A.}_1 \times X_1\% + \text{M.A.}_2 \times X_2\% + ...}{100}$

Onde:

M.A. é a massa atômica
X representa a abundância (porcentagem do isótopo na natureza)

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Exemplo Trabalhado: Massa Atômica do Cloro

O elemento cloro é encontrado na natureza na forma dos isótopos Cl³⁵ e Cl³⁷:

Cl³⁵ – 75%
Cl³⁷ – 25%

Cálculo: $\text{M.A.} = \frac{35 \times 75 + 37 \times 25}{100} = \frac{2625 + 925}{100} = 35,5\text{u}$

Massa molecular (M.M.)

Definição

As moléculas são formadas pela união de átomos por meio de ligações químicas. Desta maneira, a massa de uma molécula é determinada pelo somatório das massas dos átomos.

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Fórmula da Massa Molecular: $\text{M.M} = \sum \text{M.A dos átomos presentes na molécula}$

Exemplos de cálculo

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Exemplo Trabalhado: Cálculo de Massas Moleculares

Para Cl₂:

M.M = $2 \times \text{M.A(Cl)}$
M.M = $2 \times 35,5 = 71\text{ u}$

Para H₂SO₃:

M.M = $2 \times \text{M.A(H)} + \text{M.A(S)} + 3 \times \text{M.A(O)}$
M.M = $2 \times 1 + 32 + 3 \times 16 = 82\text{ u}$

Substâncias hidratadas

Para substâncias hidratadas, devemos somar a massa das moléculas de água à massa da substância em questão, sem multiplicar por essa massa.

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Exemplo Trabalhado: Substância Hidratada

Para CuSO₄ · 5H₂O:

M.M = M.A(Cu) + M.A(S) + 4 × M.A(O) + 5 × [2 × M.A(H) + M.A(O)]
M.M = $63,5 + 32 + 4 \times 16 + 5 \times (2 \times 1 + 16) = 249,5\text{ u}$

infoNote

Para calcular a massa de moléculas orgânicas representadas por meio da fórmula estrutural, é necessário determinar primeiro sua fórmula molecular para depois calcular sua massa.

Mol: quantidade de matéria

Conceito fundamental

O mol é uma grandeza química que permite quantificar entidades químicas (moléculas, átomos, íons ou partículas). Em outras palavras, o mol permite quantizar a matéria.

Por meio de experimentos, o químico Avogadro determinou que 1 mol é equivalente a 6,02 × 10²³ entidades químicas. Esse valour é conhecido como número de Avogadro (N).

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Número de Avogadro: $N = 6,02 \times 10^{23}$

Relações quantitativas

O número de Avogadro pode representar diferentes entidades químicas:

1 mol de moléculas = $6,02 \times 10^{23}$ moléculas
1 mol de íons = $6,02 \times 10^{23}$ íons
1 mol de átomos = $6,02 \times 10^{23}$ átomos
1 mol de elétrons = $6,02 \times 10^{23}$ elétrons

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Exemplo Trabalhado: Ácido Nítrico (HNO₃)

Considerando o ácido nítrico, HNO₃:

1 mol de HNO₃ apresenta $6,02 \times 10^{23}$ moléculas deste ácido
1 mol HNO₃ apresenta 1 mol de átomos de H, ou seja, $6,02 \times 10^{23}$ átomos de H
1 mol HNO₃ apresenta 1 mol de átomos de N, ou seja, $6,02 \times 10^{23}$ átomos de N
1 mol HNO₃ apresenta 3 mols de átomos de O, ou seja, $3 \times 6,02 \times 10^{23}$ átomos de O

Massa molar

Definição

A massa molar é a massa de um átomo ou de uma molécula representada em gramas por mol.

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Relação fundamental: $1\text{u} = 1\text{g/mol}$

Isso significa que a massa molar é numericamente igual à massa molecular de uma molécula ou à massa atômica no caso dos átomos.

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Exemplos de Massa Molar

A massa atômica do enxofre (S) é igual a 32 u. Sendo assim, sua massa molar é igual a 32 g/mol.
A massa molecular do dióxido de carbono (CO₂) é igual a 44 u. Sendo assim, sua massa molar é igual a 44 g/mol.

Volume molar

Condições normais (CNTP)

É o volume ocupado por 1 mol de qualquer gás ou vapour a uma dada temperatura e pressão.

Experimentalmente, verificou-se que nas condições normais de temperatura e pressão (CNTP), o volume molar de qualquer gás é 22,4 litros.

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Relação fundamental: $1 \text{ mol de qualquer gás} = 22,4\text{L (CNTP)}$

Gases fora das condições CNTP

Há situações em que os gases não se encontram nas CNTP. Nesses casos, utiliza-se a equação de Clapeyron, que é definida como:

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Equação dos gases ideais: $PV = nRT$

Onde:

P = pressão (atm)
V = volume (L)
n = número de mols
R = 0,082 atm × L × mol⁻¹ × K⁻¹ (constante dos gases)
T = temperatura (K)

Conversão de temperatura

infoNote

Lembre-se que há uma relação que permite a conversão da temperatura de Celsius para Kelvin:

$T_K = T_{°C} + 273$

Onde:

$T_K$ = temperatura expressa em Kelvin
$T_{°C}$ = temperatura expressa em graus Celsius

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Pontos-Chave para Lembrar:

A massa atômica (M.A.) é baseada no isótopo C-12 e corresponde a 1/12 da massa deste átomo
Para elementos com isótopos, a massa atômica é calculada pela média ponderada das abundâncias
A massa molecular é o somatório das massas atômicas dos átomos presentes na molécula
O mol é uma unidade de quantidade de matéria, onde 1 mol = 6,02 × 10²³ entidades
Nas CNTP, 1 mol de qualquer gás ocupa 22,4 litros de volume

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