1. 05/05/2012
Universidade Federal da Paraíba
Centro de Ciências Exatas e da Natureza
Número Atômico (Z)
Departamento de Química Número de prótons de um átomo.
Disciplina: Química Geral
Massa Atômica
 A massa do átomo mais pesado conhecido é da ordem de 4 x 10-22g.
Número Atômico, Massa Atômica, Ao invés de grama usa-se a unidade de massa atômica (u)
Mol, Número de Avogrado,Fórmula Uma u é igual a 1,66054 x 10-24 g.
empírica, molecular ... Próton = 1,0073 u
Curso: QGFQI
Nêutron =1,0087 u
Professora: Liliana Lira Pontes
Elétron= 5,486 x 10 -4 u
Semestre 2012.1
Massa Atômica Massa atômica média
Ex: Átomo de 1H tem massa 1,6735x10-24 g e o átomo de 16O Elementos encontrados na natureza como mistura de isótopos.
tem massa 2,6560 x 10-23g.
Massa atômica média = massa dos isótopos e suas abundâncias
relativas.
1 u = 1,66054 x 10-24 g e 1g = 6,02214 x 1023 u
1H
EX: O carbono, encontrado na natureza, é composto de
=1,6735x10-24 X 6,02214 x 1023 = 1,0078 u
98,93% de 12C e 1,07% de 13C. As massas desses núcleos 12
16O = 2,6560 x 10-23 X 6,02214 x 1023 = 15,9949u u e 13,00335 u, respectivamente.
MOL
Massa Atômica Média
É A UNIDADE UTILIZADA PELOS QUÍMICOS, RELACIONADA
(0,9893) (12u) + (0,0107) (13,00335u) = COM UM Nº GRANDE DE ÁTOMOS, ÍONS, MOLÉCULAS
12,01u para o Carbono
O mol : origem da palavra latina mols
A massa atômica média é também chamada
de Peso Atômico.
GRANDE PORÇÃO COMPACTA
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2. 05/05/2012
MOL
Um mol é análogo de “dúzia”. A massa de 1 mol de átomos de C12 é 12 g.
Uma “dúzia” pode ser definida como um número de latas de
refrigerante em uma embalagem de 12.
A massa de 1 átomo de C12 foi determinada pela espectrometria
de massa como 1,99265 x 10-23 g.
1 Mol = Quantidade de 12 g
Número de átomos do C12 =
matéria/número de átomos que 1,99265 x 10-23 g
existe em exatamente 12 g do
= 6,0221 x 1023 átomos
isótopo-12 do carbono
Como o mol dá o número de átomos em uma amostra, segue que 1 mol de
átomos de qualquer elemento é 6,0221 x 1023 átomos do elemento. Então, 1
mol de quaisquer objetos representa 6,0221 x 1023 daqueles objetos.
MOL  NÚMERO FIXO DE PARTÍCULAS LORENZO ROMANO AMEDEO CARLO
AVOGADRO (1776-1856)
6,02 x 1023
1 mol de moléculas de H2O  6,02 x 1023 moléculas de H2O
1 mol de átomos de Cl  6,02 x 1023 átomos de Cl
NA = Número de Avogadro = 6,02 x 10 23
1 mol de íons de Na+  6,02 x 1023 íons de Na+
Constante de Avogadro
Número de objetos por mol
Converter o número de átomo a mols
NA = Número de Avogadro = 6,02 x 10 23 EXEMPLO (1): Sabe-se que uma amostra de vitamina C
contém 1,29 x 1024 átomos de hidrogênio (bem como outras
Constante de Avogadro espécies de átomos). Quantos mols de hidrogênio a
amostra contém?
Usada na conversão entre a quantidade química (número de
mols) e o número de átomos,íons ou molécula
N = nN A
Número de objetos
Número de Quantidade de por mol/número de
objetos substância em Avogrado
mol/Número de Resposta: 2,14 mols
mols
2

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EXEMPLO (2): A população aproximada da terra é 5,7 bilhões
de pessoas.
(a) Quantos mols de pessoas habitam a terra?
UM MOL DE QUALQUER ELEMENTO TEM
(b) Se todas as pessoas fossem debulhadores de vagens e
MASSA EM GRAMAS IGUAL À MASSA
contadores das ervilhas, quanto tempo (em anos) levaria a ATÔMICA DO ELEMENTO
população inteira da terra para contar 1 mol de ervilhas à
velocidade de uma ervilha por segundo, trabalhando 24
horas por dia, 365 dias por ano?
Respostas: (a) 9,5 x 10-15 e
(b) 3,4 x 106 anos
1 mol de átomos dos elementos: 1 mol de moléculas de compostos
C, S, Cu, Pb e Hg moleculares
1 mol de Fórmulas Unitárias de
Massa Molar
compostos iônicos
A massa molar de um elemento é a massa por mol de seus
átomos; a massa molar de um composto molecular é a
massa por mol de suas moléculas; a massa molar de um
composto iônico é a massa por mol de suas fórmulas
unitárias. A unidade de massa molar em todos os casos é
grama por mol (g. mol-1)
O  MM = 16 g.mol-1
H2SO4  MM = 2 x 1 + 32 + 4 x 16 = 98 g.mol-1
Na2SO4  MM = 2 x 23 + 32 + 4 x 16 = 142 g. mol-1
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Conhecendo a massa da amostra (m)
EXEMPLO (3): Em uma amostra típica de magnésio, 78,99% é
magnésio-24 (3,983 x 10-23 g), 10,00% é magnésio-25
n = m/MM
(4,149 x 10-23 g) e 11,01% é magnésio-26 (4,315 x 10-23 g).
Calcule a massa molar de uma amostra típica de
no de mols Massa molar magnésio, dadas as suas massas atômicas (em
Massa por mol de
um átomo parêntese).
Elemento = m (massa de um
átomo) x NA (constante de
avogrado)
Resposta: 24,31 g. mol-1
Como calcular a massa a partir do número de mols?
EXEMPLO (4): Em um dia, 5,4 kg de alumínio foram coletados
de um lixo reciclável. Quantos mols de átomos de Al o
EXEMPLO (5 ): Suponha que estamos preparando uma
lixo continha, dado que a massa molar do Al é 26,98 g.
solução de permanganato de potássio, KMnO4, e são
mol-1?
necessários 0,10 mol de composto. Sabendo que a massa
molar do permanganato de potássio é 158,04 g. mol -1,
calcule a massa do KMnO4
Resposta: 200 mols de Al Resposta: 16g
Composição Percentual de Massa
EXEMPLO (6 ): Qual a massa de sulfato de hidrogênio sódico anidro você
A composição percentual ou porcentagem ponderal ou
deveria pesar para obter cerca de 0,20 mol de NaHSO4?
porcentagem em massa de um elemento é a massa do
elemento expressa como uma porcentagem da massa total.
massa do elemento
% composição = x 100
massa total da amostra
Para saber a composição percentual de uma determinada
amostra é necessário calcular a % para cada elemento.
Resposta: 24g
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EXEMPLO (7 ): Qual é a composição percentual da massa da EXEMPLO (8 ): Por séculos, os aborígenes australianos usaram folhas de
testosterona, C19H28O2, um hormônio sexual masculino? eucaliptos para dores de garganta e outras dores. O ingrediente ativo
primário foi identificado com o nome de eucaliptol. A análise de uma
amostra de eucaliptol de massa total de 3,16g deu sua composição
como 2,46g de carbono, 0,373g de hidrogênio e 0,329g de Oxigênio.
Determine as porcentagens em massa de carbono, hidrogênio e oxigênio
no eucaliptol.
%C = 79,17% %C = 77,8%
%H = 9,72% %H = 11,8%
%O = 11,11% %O = 10,4%
Determinação da Fórmula Empírica
A fórmula empírica (ou fórmula mínima) expressa a
proporção mais simples de números inteiros entre os
A fórmula empírica de um composto é determinada a partir da
átomos de cada elementos de um composto.
composição percentual de massa e da massa molar dos
EX: A fórmula molecular é = número de
elementos presentes.
átomos real de cada elemento na molécula.
.. C6H12O6
A fórmula empírica da Glicose é CH2O,
átomos de carbono, hidrogênio e oxigênio
estão presentes na razão 1:2:1
EXEMPLO (9): vamos supor que um laboratório analisou a
Resolução;
vitamina C e relatou que a amostra tinha 40,9% de carbono,
a) Calcule o número de mols para cada elemento presente na
4,58% de hidrogênio e 54,5% de oxigênio. Calcule a fórmula amostra;
b) Fórmula empírica deve ser expressa em números inteiros, assim
empírica para a vitamina C.
divida cada número de mols pelo menor valor encontrado para o
número de mols.
c) Se ainda não encontrar números inteiros deve-se multiplicar cada
valor encontrado por um número (tentativa e erro) para que se
encontre um valor mais próximo de um número inteiro que possa
ser arredondado). Resposta: C3H4O3
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6. 05/05/2012
Fórmula Empírica a partir de uma Determinação da Fórmula Molecular
Análise Indireta
Para compostos iônicos, a fórmula empírica é a fórmula
Uma amostra de 0,5434 g de um líquido formado apenas por
unitária geralmente aceita.
C, H e O foi queimada com oxigênio puro, e foram obtidos
1,039 g de CO2 e 0,6369 g de H2O. Qual é a fórmula
empírica do composto? Para compostos moleculares, os químicos preferem
fórmulas moleculares, porque dão o número real de átomos
C2H6O
de cada tipo presente na molécula.
Determinação da Fórmula Molecular Determinação da Fórmula Molecular
Por exemplo:
Em algumas situações, a fórmula empírica e a fórmula Fórmula empírica
C 3 H 4 O3
molecular são as mesmas. Massa molar pode ser obtida (conhecida)
Ex: NH3; H2O.
Fórmula molecular Determina-se a fórmula
C 6 H 8 O6 molecular
Massa molar da vitamina C = 176.12 g. mol-1
Em geral, os subscritos de uma fórmula molecular são
Massa molar da fórmula empírica= 88,06 g. mol-1
múltiplos inteiros daqueles que aparecem na fórmula
Número para multiplicar = 2
empírica.
EXEMPLO (10 ): Um certo produto químico que causa severos
danos à pele é composto de 44,2% de C, 43,5% de Cl,
9,82% de O, e 2,48% de H. Sabe-se que este composto tem
massa molar 326 g.mol-1. Qual é a sua fórmula empírica e FÓRMULAS QUÍMICAS/REAÇÃO QUÍMICA E
sua fórmula molecular?
RELAÇÕES ESTEQUIOMÉTRICAS
C6H4Cl2O
C12H8Cl4O2
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7. 05/05/2012
Reação Química Lei da Conservação das Massas
Antoine Lavoisier (1743 – 1794 )
1774
Transformação de uma ou várias
substâncias em relação a seu estado Lei da conservação das massas
inicial, dando origem a compostos Estabelece
diferentes, que apresentam outras Nenhuma quantidade de massa é criada ou
características no estado final. destruída em uma reação química
mreagentes = mprodutos
Lei da Conservação das Massas Lei das Proporções Constantes
1797
C + O2 CO2
Químico Francês Louis Proust
+
12 g 32 g 44 g
A Lei de Proust diz que toda substancia apresenta uma
44 g = 44 g proporção constante, em massa, na sua composição e a
proporção na qual as substâncias reagem e se formam é
CONSTANTE
Lei das Proporções Constantes
hidrogênio + oxigênio água
Lei das Proporções Múltiplas
1ª experiência: 2g + 16 g 18 g
2ª experiência: 4g + 32 g 36 g
massa de hidrogênio 2g 1g
Dalton
1ª experiência: = =
massa de oxigênio 16 g 8g
massa de hidrogênio 4g 1g
2ª experiência:
massa de oxigênio
=
32 g
=
8g “As diferentes massas de um elemento, que reagem com a
Observação massa fixa de outro elemento para formar compostos distintos
 Para cada reação, a massa dos reagentes é igual à massa do Produto estão numa relação de números inteiros”.
(Está de acordo com a Lei de Lavoisier)
QUALQUER QUE SEJA O MÉTODO DE OBTENÇÃO DE UMA
SUBSTÂNCIA, ELA É SEMPRE FORMADA PELOS
ELEMENTOS QUÍMICOS COMBINADOS EM PROPORÇÃO CONSTANTE
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8. 05/05/2012
Lei das Proporções Múltiplas
Comprovação da Lei
Comprovação da Lei O nitrogênio se combina com o oxigênio, formando diferentes
Quando dois elementos reagem formando substâncias diferentes, se a óxidos:
massa de um dos dois permanecer constante, a massa do outro irá
variar segundo valores múltiplos.
1ª experiência: hidrogênio + oxigênio água
4g 32 g 36 g
2ª experiência: hidrogênio + oxigênio
68 g
4g 64 g
Verifica-se que, permanecendo constante a massa do
32 g 32 g : 32 1 nitrogênio, as massas do oxigênio, entre si, numa relação
= = A proporção é de 1 : 2
64 g 64 g : 32 2 simples de números inteiros e pequenos, ou seja,
1:2:3:4:5.
Componentes de uma Equação Química
Reação Equações
Química Ele. isolados C
Químicas
Representação Sub. simples O2
Química
Equação Sub. compostas H2O
Química
CH4 + O2 CO2 + H2O
Numérica índice
coeficiente
2H2O
Reagentes Produtos
Simbólica (s)- sólido - aquecimento - formação
(l)- liquido - luz de precipitado
Informações adicionais: símbolos (g), (l), (s) e (aq) (g)- gasoso -formação de gás - reversível
(v)- vapor
(aq)- aquoso
CH4 (g) + O2(g) CO2(g) + H2O(g)
Sentido
Tipos de reações químicas
Reversível Irreversível Reações de Síntese
Se da simultaneamente nos Que ocorre em único sentido.
dois sentidos.
Duas ou mais substância originam
somente uma como produto.
CaO + CO2  CaCO3 NaCl + AgNO3  AgCl + NaNO3
Desenvolvimento de calor
A + B => AB
Endotérmica H2 + S => H2S
Exotérmica
Acontece com liberação de calor reação só ocorre com absorção de
calor
“libera calor” “recebe ou consume calor”
C + O2 => CO2
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9. 05/05/2012
Reações de análise ou decomposição Reações de deslocamento ou simples troca:
Substância simples desloca um elemento de uma substância composta,
Formam-se duas ou mais substâncias a partir originando outra substância simples e outra composta.
de uma outra única.
AB + C => CB + A
AB => A + B Quando a substância simples (C) é um metal, ela deverá ser mais reativa que A, para
poder deslocá-lo.
NaCl => Na + ½ Cl2 Reatividade aumenta
Cs Li Rb K Ba Sr Ca Na Mg Be Al Mn Zn Cr Fe Co Ni Sn Pb H Sb As Bi Cu Ag Hg Pt Au
CaCO3 => CaO + CO2
Um metal que vem antes desloca um que vem depois.
2 Na + FeCl2 => 2 NaCl + Fe
Reações de substituição ou dupla troca
Quando a substância simples é um não metal, a reação ocorre se o não
metal (C) for mais reativo (eletronegativo) que o não metal B.
Duas substância compostas são formadas a partir de outras
duas. Substituem-se mutuamente cátions e ânions.
Reatividade ou eletronegatividade aumenta AB + CD => AD + CB
As reações de neutralização são exemplos característicos de rações de
dupla troca.
F O N Cl Br I S C P
HCl + KOH => KCl + H2O
AB + C => CB + A Para a ocorrência das reações de dupla troca, deve ocorrer uma das
condições:
→ forma-se pelo menos um produto insolúvel
→ forma-se pelo menos um produto menos ionizado (mais fraco)
→ forma-se pelo menos um produto menos volátil.
Balanceamento de Equações Químicas Balanceamento de Equações Químicas
1. Verificar se o número de átomos de um elemento é o mesmo em
ambos os lados da equação, ou seja, se ela está balanceada.
1. Para ajustar uma equação química usamos apenas os
2. Para balancear temos que colocar o coeficiente estequiométrico coeficientes
antes dos símbolos
2. Não se troca os subíndices;
3. Coeficiente = 1 não é necessário escrever
3. Os coeficientes usados no balanceamento de uma
equação química devem ser sempre os menores
H2O 2 átomos de hidrogênio e 1 de oxigênio números inteiros possíveis
4. Método das tentativas
2H2O 4 átomos de hidrogênio e 2 de oxigênio
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10. 05/05/2012
Método Por Tentativa CaO + P2O5 Ca3 (PO4)2
1. Começar com o elemento que aparecer apenas uma vez no lado dos
reagentes e no lado dos produtos;
Os elementos que estão
entre parênteses são
C 2 H 6 O + O2 CO2 + H2O multiplicados por 2
3CaO + P2O5 Ca3 (PO4)2
C 2 H 6 O + O2 2CO2 + 3H2O
Equação balanceada !
C2H6O + 3O2 2CO2 + 3H2O
Interpretação importante de uma
equação química: Exercício
2Na(s) + 2 H2O(l) 2NaOH(aq) + H2(g) Faça o balanceamento das equações:
Quando quaisquer 2 átomos de sódio reagem com 2 moléculas de
água, eles produzem 2 fórmulas unitárias de NaOH e 1 molécula de
hidrogênio
Quando usarmos o número de Avogrado (quantidade de átomos) 6,0221 x 10 23
Quando quaisquer 2 mols átomos de sódio reagem com 2 mols
moléculas de água, eles produzem 2 mols fórmulas unitárias de NaOH
e 1 mols molécula de hidrogênio.
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