<\/p>\n\n\n\n
- \n
- O que \u00e9 uma grandeza qu\u00edmica?<\/li>\n\n\n\n
- Quais s\u00e3o as grandezas qu\u00edmicas?<\/li>\n\n\n\n
- Massa at\u00f4mica, massa molecular, n\u00famero de avogadro, mol e massa molar<\/li>\n<\/ol>\n\n\n\n
- \n
- Estudando para as provas? Conhe\u00e7a nosso Simulado gratuito<\/a>, que pode ser personalizado com as mat\u00e9rias que voc\u00ea mais precisa!<\/li>\n<\/ul>\n\n\n\n
O que \u00e9 uma grandeza qu\u00edmica?<\/h2>\n\n\n\n
Grandezas s\u00e3o termos que utilizamos para identificar a categoria daquela quantidade<\/strong>, sempre em rela\u00e7\u00e3o \u00e0s coisas que podem ser expressas em n\u00fameros. Exemplo, a dist\u00e2ncia pode ser expressa em n\u00famero e sua grandeza \u00e9 representada por metro ou derivados (m, km, cm, \u2026).
<\/p>\n\n\n\nNa Qu\u00edmica algo semelhante ocorre, pois ela \u00e9 uma ci\u00eancia exata que estuda as transforma\u00e7\u00f5es da mat\u00e9ria e suas propriedades, em seus diferentes n\u00edveis de agrupamento. Ap\u00f3s as partes te\u00f3ricas, chegamos aos c\u00e1lculos que requerem grandezas para identificar sobre o que falamos.<\/strong>
<\/p>\n\n\n\nAlgumas \u00e1reas da qu\u00edmica que utilizam c\u00e1lculos e grandezas s\u00e3o: eletroqu\u00edmica<\/a>, estequiometria<\/a> e termoqu\u00edmica<\/a>!<\/p>\n\n\n\n
Quais s\u00e3o as grandezas qu\u00edmicas?<\/h2>\n\n\n\n
Em cada uma das \u00e1reas<\/strong> da qu\u00edmica e de acordo com o seu contexto e profundidade de an\u00e1lise, os cientistas utilizam grandezas e unidades de medida espec\u00edficas<\/strong>.
<\/p>\n\n\n\nNesse artigo, vamos conhecer algumas das grandezas qu\u00edmicas mais b\u00e1sicas para voc\u00ea iniciar bem: massa at\u00f4mica, massa molecular, n\u00famero de Avogadro, mol e massa molar.<\/strong>
<\/p>\n\n\n\nQuem definiu essas coisas foi a Uni\u00e3o Internacional de Qu\u00edmica Pura e Aplicada (IUPAC)<\/strong>, um \u00f3rg\u00e3o internacional que regulariza toda a qu\u00edmica no mundo para que os cientistas de diversos pa\u00edses consigam encontrar uma mesma \u201clinguagem\u201d durante os experimentos.<\/p>\n\n\n\n
O que \u00e9 Massa At\u00f4mica (MA)?<\/h3>\n\n\n
\n![\"imagem-do-L\u00edtio-na-tabela-peri\u00f3dica-sua-massa-at\u00f4mica-e-seu-\u00e1tomo\"](\"https:\/\/beduka.com\/blog\/wp-content\/uploads\/2020\/10\/imagem-do-L\u00edtio-na-tabela-peri\u00f3dica-sua-massa-at\u00f4mica-e-seu-\u00e1tomo.jpg\")
<\/figure><\/div>\n\n\nMassa \u00e9 quantidade de mat\u00e9ria<\/strong> que h\u00e1 em um corpo, como nos seres humanos que medimos em \u201cKg\u201d. Por\u00e9m, o caso dos \u00e1tomos \u00e9 um pouquinho diferente.
<\/p>\n\n\n\nToda a mat\u00e9ria que conhecemos \u00e9 formada por compostos, e estes s\u00e3o formados por \u00e1tomos de cada elemento<\/strong>. Por\u00e9m, a massa de um \u00e1tomo \u00e9 muito pequena para se expressar, mesmo em miligramas.
<\/p>\n\n\n\n- \n
- Portanto, a unidade da massa at\u00f4mica \u00e9 (u). <\/strong>Para entender de onde ele surgiu, precisamos fazer outra analogia:<\/li>\n<\/ul>\n\n\n\n
Voc\u00ea j\u00e1 sabe que, no Brasil, o term\u00f4metro aponta graus Celsius e essa escala de temperatura<\/a> baseou-se na \u00e1gua (0\u00b0 fus\u00e3o e 100\u00b0 ebuli\u00e7\u00e3o). Assim, podemos ter no\u00e7\u00e3o da temperatura de outros elementos se compararmos sempre com esse ponto de refer\u00eancia.
<\/p>\n\n\n\nDa mesma forma, os qu\u00edmicos tomaram como refer\u00eancia o elemento Carbono (C)<\/strong> para medir as outras massas at\u00f4micas.
<\/p>\n\n\n\n- \n
- No caso, o carbono utilizado como refer\u00eancia foi o C12, de massa 12. Por esse motivo, 1u de qualquer elemento = 1\/12u do C12. <\/strong><\/li>\n\n\n\n
- Na tabela peri\u00f3dica<\/a>, a massa at\u00f4mica \u00e9 um n\u00famero logo abaixo do s\u00edmbolo do elemento<\/strong>.<\/li>\n<\/ul>\n\n\n\n
Por\u00e9m, alguns elementos <\/strong>como o Carbono, L\u00edtio, S\u00f3dio, podem ser encontrados na natureza com<\/strong> varia\u00e7\u00f5es de massas diferentes<\/strong>, recebendo o nome de is\u00f3topos<\/strong>.
<\/p>\n\n\n\nCada elemento tem uma quantidade de is\u00f3topos, portanto, se queremos calcular a massa at\u00f4mica geral de um elemento<\/strong>, precisamos fazer a m\u00e9dia ponderada dos is\u00f3topos.<\/strong>
<\/p>\n\n\n\nExemplo<\/strong>
<\/p>\n\n\n\nO L\u00edtio <\/strong>(Li) encontra-se na natureza na forma de dois is\u00f3topos: 6Li e 7Li. Eles est\u00e3o presentes na propor\u00e7\u00e3o de 7,5 % e 92,5 % respectivamente. Ent\u00e3o a massa at\u00f4mica \u00e9 calculada pela m\u00e9dia ponderada:
<\/p>\n\n\n\n(92,5 x 7 + 7,5 x 6) \/ (92,5 + 7,5) = 6,94 u.<\/strong><\/p>\n\n\n\n
O que \u00e9 Massa Molecular (MM)?<\/h3>\n\n\n
\n![\"imagem-da-molecula-de-gas-carbonico\"](\"https:\/\/beduka.com\/blog\/wp-content\/uploads\/2020\/10\/imagem-da-molecula-de-gas-carbonico.jpg\")
<\/figure><\/div>\n\n\nA massa molecular, como o pr\u00f3prio nome indica, \u00e9 a massa de uma mol\u00e9cula.<\/strong> Como as mol\u00e9culas s\u00e3o formadas por \u00e1tomos, essa grandeza ser\u00e1 dada pela soma das massas at\u00f4micas dos \u00e1tomos que comp\u00f5e a mol\u00e9cula<\/strong>.
<\/p>\n\n\n\nExemplo<\/strong>
<\/p>\n\n\n\nQual a massa molecular do g\u00e1s carb\u00f4nico (CO2<\/strong>)?
<\/p>\n\n\n\nOlhando na tabela peri\u00f3dica, sabemos que massa at\u00f4mica do C = 12u e massa at\u00f4mica do O = 16u. O carbono aparece 1x na mol\u00e9cula e o oxig\u00eanio aparece 2x. Ent\u00e3o:
<\/p>\n\n\n\n1 x 12 + 2 x 16 = 44 u<\/strong><\/p>\n\n\n\n
O que \u00e9 Mol?<\/h3>\n\n\n
\n![\"o-que-\u00e9-mol-e-um-mol-de-morangos\"](\"https:\/\/beduka.com\/blog\/wp-content\/uploads\/2020\/10\/o-que-\u00e9-mol-e-um-mol-de-morangos.jpg\")
<\/figure><\/div>\n\n\nMol \u00e9 uma grandeza que agrupa tantos n\u00fameros de entidades <\/strong>(\u00e1tomos, mol\u00e9culas, el\u00e9trons, etc.) quanto s\u00e3o os \u00e1tomos contidos em 0,012 kg de C12. Aqui, novamente temos o C12 como padr\u00e3o, o que j\u00e1 foi explicado no item de Massa At\u00f4mica.
<\/p>\n\n\n\nFazendo experimentos, concluiu-se que essa quantidade de amostra do C12 cont\u00e9m 6,02 x 10^23 \u00e1tomos.
<\/p>\n\n\n\n- \n
- Logo, 1 mol significa o agrupamento de 6,02 x 10^23 part\u00edculas quaisquer.<\/strong><\/li>\n<\/ul>\n\n\n\n
Exemplo<\/strong>
<\/p>\n\n\n\n1 mol de morangos cont\u00e9m 6,02 x 10^23 morangos.<\/p>\n\n\n\n
1 mol de \u00e1tomos cont\u00e9m 6,02 x 10^23 \u00e1tomos.<\/p>\n\n\n\n
1 mol de mol\u00e9culas cont\u00e9m 6,02 x 10^23 mol\u00e9culas.
<\/p>\n\n\n\nViu? N\u00e3o muda, um mol \u00e9 sempre um mol, a mesma quantidade. <\/p>\n\n\n\n
Massa molar (M)<\/h3>\n\n\n\n
Massa molar \u00e9 apenas a massa molecular expressa em gramas <\/strong>(numericamente iguais),<\/strong> sendo quantos gramas 1 mol cont\u00e9m.<\/strong>
<\/p>\n\n\n\nExemplo<\/strong>
<\/p>\n\n\n\nG\u00e1s carb\u00f4nico (CO2):<\/p>\n\n\n\n
Massa molecular = 44 u<\/strong> (somas das massas at\u00f4micas).<\/p>\n\n\n\n
Se 1 mol = 44g, ent\u00e3o massa molar ser\u00e1 44 g\/mol.<\/strong>
<\/p>\n\n\n\nPor meio dessa equival\u00eancia, podemos calcular o n\u00famero de mols presentes em uma amostra<\/strong> onde a massa e a quantidade de mat\u00e9ria<\/strong> s\u00e3o proporcionais:
<\/p>\n\n\n\n- \n
- n = m\/M<\/strong><\/li>\n<\/ul>\n\n\n\n
Sendo
<\/p>\n\n\n\n- \n
- n = n\u00famero de mols<\/li>\n\n\n\n
- m = n\u00famero de massa em gramas<\/li>\n\n\n\n
- M = massa molar da subst\u00e2ncia em g\/mol<\/li>\n<\/ul>\n\n\n\n
Exemplo<\/strong>
<\/p>\n\n\n\nQuantos mols de mol\u00e9culas h\u00e1 em 88g de di\u00f3xido de carbono (CO2)? (C = 12 u ; O = 16 u)
<\/p>\n\n\n\nA massa at\u00f4mica da mol\u00e9cula, MA CO2 = 12 + (16×2) = 44 u<\/p>\n\n\n\n
A massa molar da mol\u00e9cula, M CO2 = 44 g\/mol
<\/p>\n\n\n\nSubstituindo na rela\u00e7\u00e3o:
<\/p>\n\n\n\nn = 88\/44<\/p>\n\n\n\n
n = 2 mols.<\/strong><\/p>\n\n\n\n
N\u00famero de Avogadro (6,02 x 10^23)<\/h3>\n\n\n\n
O N\u00famero de Avogadro \u00e9 uma das constantes<\/strong> que devemos lidar ao longo dos estudos. Constantes s\u00e3o apenas valores fixos <\/strong>para usarmos em uma determinada situa\u00e7\u00e3o<\/strong>.\u00a0<\/p>\n\n\n\n
J\u00e1 sabemos que o n\u00famero pi (\u03c0) = 3,14 (aproximadamente) e o usamos na geometria. Da mesma forma, na f\u00edsica, sabemos que g = 10 (aproximadamente) quando falamos de gravidade na Terra. Na Qu\u00edmica, a Constante de Avogadro = 6,02 x 10^23.\u00a0<\/strong><\/p>\n\n\n\n
Ou seja, de 6,02 x 10^23 u (\u00e1tomos) corresponde a 1 mol<\/strong> e tamb\u00e9m a 1 grama, mas somente se estivermos falando de um mol de \u00e1tomos de hidrog\u00eanio, para os demais \u00e1tomos essa correspond\u00eancia tem rela\u00e7\u00e3o \u00e0 compara\u00e7\u00e3o com o carbono-12.<\/p>\n\n\n\n
- \n
- Portanto, o N\u00famero de Avogadro indica que todo 1 mol de subst\u00e2ncia ou elemento expresso em gramas ter\u00e1<\/strong> 6,02 x 10^23<\/strong> part\u00edculas<\/strong> (\u00e1tomos, mol\u00e9culas ou \u00edons, dependendo do contexto).<\/li>\n<\/ul>\n\n\n\n
Exemplo<\/strong>
<\/p>\n\n\n\n6,02 x 10^23 \u00e9 a quantidade de \u00e1tomos <\/strong>em 1 mol do elemento enxofre (S) de massa at\u00f4mica = 32 u<\/strong> e massa molar = 32g<\/strong>.
<\/p>\n\n\n\n6,02 x 10^23 \u00e9 a quantidade de \u00e1tomos<\/strong> em 1 mol do elemento alum\u00ednio (Al) de massa at\u00f4mica = 27 u <\/strong>e massa molar = 27g<\/strong>.
<\/p>\n\n\n\n- \n
- Como \u00e9 uma constante, o n\u00famero de \u00e1tomos ser\u00e1 o mesmo para elementos diferentes e, portanto, com massas at\u00f4micas\/molares diferentes.<\/strong><\/li>\n<\/ul>\n\n\n\n
Para qu\u00ea ent\u00e3o utilizar isso? Para calcularmos o n\u00famero de \u00e1tomos dentro de amostras diferentes de um mesmo elemento<\/strong>.
<\/p>\n\n\n\nExemplo<\/strong>
<\/p>\n\n\n\nQuantos \u00e1tomos de ferro h\u00e1 em uma amostra contendo 3 mol desse elemento?
<\/p>\n\n\n\nSe em 1 mol de ferro temos 6,02 x 1023 \u00e1tomos de ferro, em 3 mol <\/strong>de ferro da amostra ter\u00edamos 18,06 x 1023 \u00e1tomos<\/strong> de ferro, aproximadamente. Bastou usar uma regra de tr\u00eas<\/a> simples.
<\/p>\n\n\n\n
- Como \u00e9 uma constante, o n\u00famero de \u00e1tomos ser\u00e1 o mesmo para elementos diferentes e, portanto, com massas at\u00f4micas\/molares diferentes.<\/strong><\/li>\n<\/ul>\n\n\n\n
- Portanto, o N\u00famero de Avogadro indica que todo 1 mol de subst\u00e2ncia ou elemento expresso em gramas ter\u00e1<\/strong> 6,02 x 10^23<\/strong> part\u00edculas<\/strong> (\u00e1tomos, mol\u00e9culas ou \u00edons, dependendo do contexto).<\/li>\n<\/ul>\n\n\n\n
- n = m\/M<\/strong><\/li>\n<\/ul>\n\n\n\n
- Na tabela peri\u00f3dica<\/a>, a massa at\u00f4mica \u00e9 um n\u00famero logo abaixo do s\u00edmbolo do elemento<\/strong>.<\/li>\n<\/ul>\n\n\n\n
- No caso, o carbono utilizado como refer\u00eancia foi o C12, de massa 12. Por esse motivo, 1u de qualquer elemento = 1\/12u do C12. <\/strong><\/li>\n\n\n\n
- Portanto, a unidade da massa at\u00f4mica \u00e9 (u). <\/strong>Para entender de onde ele surgiu, precisamos fazer outra analogia:<\/li>\n<\/ul>\n\n\n\n
- Estudando para as provas? Conhe\u00e7a nosso Simulado gratuito<\/a>, que pode ser personalizado com as mat\u00e9rias que voc\u00ea mais precisa!<\/li>\n<\/ul>\n\n\n\n