QUÍMICA 3 AULAS 1 E 2 – TEORIA ATÔMICO MOLECULAR

1. QUÍMICA 3 AULAS 1 E 2 – TEORIA ATÔMICO MOLECULAR

2. MASSA ATÔMICA Massa atômica é a massa relativa a um átomo. Sua unidade, por convenção, é a unidade de massa atômica, representada pelo símbolo u. É determinada pela seguinte relação: Massa atômica (A) = número atômico (Z) + número de nêutrons A massa atômica é determinada em relação ao átomo de Carbono, cuja massa convencionou-se que é 12u. De posse disso, determinou-se a massa atômica de todos os outros átomos, em proporção com o átomo de Carbono.

3. MASSA ATÔMICA relativa dos isótopos de um elemento A massa relativa entre os Isótopos (átomos com mesmo Z, em que só a massa e a carga variam) de um elemento é dada pela média ponderada entre as massas de cada isótopo e sua respectiva abundância no ambiente. Vejamos o exemplo: O Cloro possui dois Isótopos: o 35Cl , que corresponde a 75% da quantidade de Cl no ambiente (abundância), e o 37Cl, que corresponde a 25% (Valores de abundância aproximados). Sendo assim, temos: Massa Atômica Relativa = Com isso, temos que a massa relativa dos Isótopos do Cloro é 35,5u. Perceba que é a massa relativa que vemos na tabela periódica e é ela que iremos usar em nossos cálculos futuros.

4. Massa em gramas de 1u– constante de Avogadro Experimentalmente, determinou-se que a massa de 1u em gramas (g) vale g. Porém, como ficava extremamente trabalhoso fazer cálculo de posse de um número tão pequeno, Amadeo Avogadro determinou a unidade mais importante da química, o mol, com uma simples regra de três. Avogadro determinou o mol como sendo o correspondente em gramas da massa atômica de um elemento, ou seja, para o H, de A = 1u, temos que 1 mol H = 1g, para o C, de A = 12u, temos que 1 mol C = 12g, e assim por diante. Vejamos como procedeu Avogadro: Exemplo: Quantos átomos de H temos em 1 mol deste elemento? Átomo de H Multiplicando-se em cruz, temos:

5. Massa em gramas de 1u– constante de Avogadro Mas, o que representa este número encontrado? Vejamos outro exemplo para ver se esclarecemos melhor nossas idéias: Exemplo 2: Quantos átomos de C temos em 1 mol deste elemento? Primeiramente, temos que nos atentar que a massa de 1u é g. Como o carbono tem massa atômica 12u, precisamos multiplicar por 12, pois, repito, g é a massa de 1u. Sendo assim: Será mera coincidência?

6. Massa em gramas de 1u– constante de Avogadro Para tirar qualquer receio, vamos extrapolar. O Flúor (F) possui massa atômica 19u. Exemplo 3: Quantos átomos de F há em 1 mol deste elemento? Podemos ver que não é mera coincidência. O número é uma constante. Damos a esta cons´tante o nome de Número ou Constante de Avogadro, e ela indica o número de partículas (átomos, moléculas...) que existem em 1 mol de substância. Sendo assim, temos em 2 mol de substâncias o dobro de partículas que temos em 1 mol, em 3 mol, o triplo, e assim por diante...

7. Decorrências da constante de avogadro Exemplo 1: Quantos íons H+ temos em 1 mol de H2SO4 aquoso? Perceba que, primeiro, há 2 H na fórmula do H2SO4 , há, portanto, 2 mols de H. Se em cada mol de H há átomos de H, em 2 mols teremos o dobro, . Observação: Seja em química, física ou matemática, opte sempre pela segunda representação, que usa o número entre 1 e 10. Esta representação é chamada “Notação científica”, e é tipo uma “linguagem universal” matemática. Não que esteja errado representar da primeira forma, mas não está totalmente certo. Facilite o trabalho de quem vê suas contas!

8. MASSA MOLAR Massa Molar (M.M ou somente M) é a massa de um mol de qualquer substância. É o correspondente em gramas da massa em u propriamente dito. Exemplos: MH = 1g/mol MC = 12g/mol MCO = MC + MO = 12 + 16 = 28g/mol MH2O = 2.MH + MO = 2.1 + 16 = 18g/mol

9. Resumo geral – teoria atômico molecular Massa Atômica é a massa de 1 átomo ou molécula dada em u. Massa Atômica relativa entre Isótopos é a média ponderada entre as massas dos isótopos e suas respectivas abundâncias no meio. Constante de Avogadro = partículas/mol de substância. Massa molar (M) é a massa de 1 mol de substância.