Matemática
Do número de Avogadro, sabemos que há aproximadamente 6,02 x 1023 átomos/mol. Então, em 0,0142 mol temos :
(0,0142 mol) x (6,02 x 1023 átomos/mol) = 8,55 x 1021átomos
Volume molar de um gás
CNTP: temperatura = 0 °C e pressão =1atm.
É o volume ocupado pelo mol de moléculas de um gás qualquer nessas condições. Verifica-se, experimentalmente, que seu valor é praticamente o mesmo para qualquer gás, e situa-se em torno de 22,4 litros.
Essa constância no volume molar de um gás explica-se pelo fato de os tamanhos das moléculas gasosas serem desprezíveis quando comparados com o espaço vazio que há entre elas. Assim, se um balão de gás for enchido com 2g de gás hidrogênio (massa de 1mol de moléculas H2) e submetido à pressão externa de 1 atm e à temperatura de 0°C, ele adquirirá o volume de 22,432 litros. Substituindo o gás hidrogênio por 28g de gás nitrogênio(massa de 1mol de moléculas N2),o volume será de 22,403 litros, e assim por diante.
Logo: 1mol de gás 6,02 x 1023 moléculas 22,4 litros (CNTP)
Lei de Avogadro
Volumes iguais de dois gases, nas mesmas condições de temperatura e pressão, possuem o mesmo número de moléculas. Essa lei que foi a origem do conceito de molécula está implícita no conceito de volume molar (a CNTP), pois 22,4 litros de qualquer gás possuem 6,02 x 1023 moléculas.
Fórmula empírica (ou mínima)
Uma fórmula empírica conta as relações relativas de átomos diferentes em um composto (proporção). Assim, H2O é composto de dois átomos de hidrogênio e 1 átomo de oxigênio. Igualmente, 1.0 mol de H2O é composto de 2.0 mols de hidrogênio e 1.0 mol de oxigênio. Se sabemos as quantias molares de cada elemento em um composto, então podemos determinar a fórmula empírica.
Ex: o mercúrio forma um composto com o cloro que é 73,9% de mercúrio e 26,1% de cloro em massa. Qual é a fórmula empírica?
Digamos que temos uma amostra de 100 gramas deste composto. Então, a amostra contém 73,9 gramas de mercúrio e 26,1 gramas de cloro. Quantos moles de cada átomo representam as massas individuais?
Para o Mercúrio:(73,9 g) x (1 mol/200,59 g) = 0,368 mol
Para o Cloro:(26,1 g) x (1 mol/35,45 g) = 0,736 mol
Qual é a relação molar entre os dois elementos?
(0,736 mol Cl/0,368 mol Hg) = 2,0
Assim, nós temos duas vezes mais moles (isto é, átomos) de Cl que de Hg. A fórmula empírica seria assim (lembre-se de colocar o cátion primeiro e o ânion por último): HgCl2 .
Massa molecular de uma substância – É a massa da molécula dessa substância expressa em u. Indica quantas vezes a massa da molécula dessa substância é maior que a massa de 1/12 do átomo de 12C.
A massa molecular de uma substância é numericamente igual à soma das massas atômicas de todos os átomos da molécula dessa substância.
Exemplo: para a molécula C12H22O11 (açúcar), a massa molecular será:
12 átomos de carbono = 12 x 12,0111 u = 144,133 u
22 átomos de hidrogênio = 22 x 1,0079 u = 22,174 u
11 átomos de oxigênio = 11 x 15,9994 = 175,993 u e a soma 342,3 u.
Mol
Um mol é definido como a quantia que contém tantos objetos quanto o número de átomos em exatamente 12 gramas de 12C.
Várias experiências determinaram que este número é 6,0221367 x 1023, ou simplesmente 6,022 x 1023, e é conhecido como o número de Avogadro. Um mol de átomos, carros, pessoas, etc... – contém 6,022 x 1023 destes objetos. Mas quão grande é este número? Um mol de gesso cobrindo a Terra resultaria em uma capa com 5 quilômetros de espessura.
Massa molar
Um único átomo 12C tem uma massa de 12u. Um único átomo de 24Mg (magnésio - 24) tem uma massa de 24u, ou duas vezes a massa de um átomo 12C. Assim, um mol de átomos 24Mg deveria ter a massa de duas vezes um mol de átomos 12C. Se um mol de átomos 12C tem massa 12 gramas (por definição), um mol de átomos 24Mg tem massa de 24 gramas.
Note que a massa de um átomo em unidades de massa atômica (u) é numericamente igual à massa de um mol dos mesmos átomos em gramas (g). A massa em gramas de 1 mol de uma substância é chamada massa molar. A massa molar (em gramas) de qualquer substância sempre é numericamente igual à sua massa de fórmula (em u).
Exs.: a) Uma molécula de H2O tem massa de 18,0 u; 1 mol de H2O pesa 18,0 gramas
b) Um íon NaCl tem massa de 58,5 u; 1 mol de NaCl tem massa de 58,5 gramas
c) Suponha uma amostra de 1,5 mol de cloreto de cálcio (a fórmula química do cloreto de cálcio é CaCl2). A massa atômica do Ca = 40,078u. A massa atômica do Cl = 35,453u. Então, a massa de fórmula do CaCl2 = (40,078) + 2 x (35,453) = 110,984u, (este composto é iônico, assim não há nenhuma “massa/peso molecular”). Então, um mol de CaCl2 tem uma massa de 110,984 gramas. Assim, 1,5 mol de CaCl2 vale:
(1,5 mol)x(110,984 gramas/mol) = 166,476 gramas
d) Em uma amostra de 2,8 gramas de ouro, quantos átomos existem ?
A fórmula molecular do ouro é: Au.
O Peso/Massa molecular do Au = 196,9665u.
Então, 1 mol de ouro tem massa de 196,9665 gramas. Assim, em 2,8 gramas de ouro temos:
196,9665g –––––––––– 1 mol
2,8g –––––––––––––––– X
X=0,0142mol
extraido de www.colaweb.com.br
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(0,0142 mol) x (6,02 x 1023 átomos/mol) = 8,55 x 1021átomos
Volume molar de um gás
CNTP: temperatura = 0 °C e pressão =1atm.
É o volume ocupado pelo mol de moléculas de um gás qualquer nessas condições. Verifica-se, experimentalmente, que seu valor é praticamente o mesmo para qualquer gás, e situa-se em torno de 22,4 litros.
Essa constância no volume molar de um gás explica-se pelo fato de os tamanhos das moléculas gasosas serem desprezíveis quando comparados com o espaço vazio que há entre elas. Assim, se um balão de gás for enchido com 2g de gás hidrogênio (massa de 1mol de moléculas H2) e submetido à pressão externa de 1 atm e à temperatura de 0°C, ele adquirirá o volume de 22,432 litros. Substituindo o gás hidrogênio por 28g de gás nitrogênio(massa de 1mol de moléculas N2),o volume será de 22,403 litros, e assim por diante.
Logo: 1mol de gás 6,02 x 1023 moléculas 22,4 litros (CNTP)
Lei de Avogadro
Volumes iguais de dois gases, nas mesmas condições de temperatura e pressão, possuem o mesmo número de moléculas. Essa lei que foi a origem do conceito de molécula está implícita no conceito de volume molar (a CNTP), pois 22,4 litros de qualquer gás possuem 6,02 x 1023 moléculas.
Fórmula empírica (ou mínima)
Uma fórmula empírica conta as relações relativas de átomos diferentes em um composto (proporção). Assim, H2O é composto de dois átomos de hidrogênio e 1 átomo de oxigênio. Igualmente, 1.0 mol de H2O é composto de 2.0 mols de hidrogênio e 1.0 mol de oxigênio. Se sabemos as quantias molares de cada elemento em um composto, então podemos determinar a fórmula empírica.
Ex: o mercúrio forma um composto com o cloro que é 73,9% de mercúrio e 26,1% de cloro em massa. Qual é a fórmula empírica?
Digamos que temos uma amostra de 100 gramas deste composto. Então, a amostra contém 73,9 gramas de mercúrio e 26,1 gramas de cloro. Quantos moles de cada átomo representam as massas individuais?
Para o Mercúrio:(73,9 g) x (1 mol/200,59 g) = 0,368 mol
Para o Cloro:(26,1 g) x (1 mol/35,45 g) = 0,736 mol
Qual é a relação molar entre os dois elementos?
(0,736 mol Cl/0,368 mol Hg) = 2,0
Assim, nós temos duas vezes mais moles (isto é, átomos) de Cl que de Hg. A fórmula empírica seria assim (lembre-se de colocar o cátion primeiro e o ânion por último): HgCl2 .
Massa molecular de uma substância – É a massa da molécula dessa substância expressa em u. Indica quantas vezes a massa da molécula dessa substância é maior que a massa de 1/12 do átomo de 12C.
A massa molecular de uma substância é numericamente igual à soma das massas atômicas de todos os átomos da molécula dessa substância.
Exemplo: para a molécula C12H22O11 (açúcar), a massa molecular será:
12 átomos de carbono = 12 x 12,0111 u = 144,133 u
22 átomos de hidrogênio = 22 x 1,0079 u = 22,174 u
11 átomos de oxigênio = 11 x 15,9994 = 175,993 u e a soma 342,3 u.
Mol
Um mol é definido como a quantia que contém tantos objetos quanto o número de átomos em exatamente 12 gramas de 12C.
Várias experiências determinaram que este número é 6,0221367 x 1023, ou simplesmente 6,022 x 1023, e é conhecido como o número de Avogadro. Um mol de átomos, carros, pessoas, etc... – contém 6,022 x 1023 destes objetos. Mas quão grande é este número? Um mol de gesso cobrindo a Terra resultaria em uma capa com 5 quilômetros de espessura.
Massa molar
Um único átomo 12C tem uma massa de 12u. Um único átomo de 24Mg (magnésio - 24) tem uma massa de 24u, ou duas vezes a massa de um átomo 12C. Assim, um mol de átomos 24Mg deveria ter a massa de duas vezes um mol de átomos 12C. Se um mol de átomos 12C tem massa 12 gramas (por definição), um mol de átomos 24Mg tem massa de 24 gramas.
Note que a massa de um átomo em unidades de massa atômica (u) é numericamente igual à massa de um mol dos mesmos átomos em gramas (g). A massa em gramas de 1 mol de uma substância é chamada massa molar. A massa molar (em gramas) de qualquer substância sempre é numericamente igual à sua massa de fórmula (em u).
Exs.: a) Uma molécula de H2O tem massa de 18,0 u; 1 mol de H2O pesa 18,0 gramas
b) Um íon NaCl tem massa de 58,5 u; 1 mol de NaCl tem massa de 58,5 gramas
c) Suponha uma amostra de 1,5 mol de cloreto de cálcio (a fórmula química do cloreto de cálcio é CaCl2). A massa atômica do Ca = 40,078u. A massa atômica do Cl = 35,453u. Então, a massa de fórmula do CaCl2 = (40,078) + 2 x (35,453) = 110,984u, (este composto é iônico, assim não há nenhuma “massa/peso molecular”). Então, um mol de CaCl2 tem uma massa de 110,984 gramas. Assim, 1,5 mol de CaCl2 vale:
(1,5 mol)x(110,984 gramas/mol) = 166,476 gramas
d) Em uma amostra de 2,8 gramas de ouro, quantos átomos existem ?
A fórmula molecular do ouro é: Au.
O Peso/Massa molecular do Au = 196,9665u.
Então, 1 mol de ouro tem massa de 196,9665 gramas. Assim, em 2,8 gramas de ouro temos:
196,9665g –––––––––– 1 mol
2,8g –––––––––––––––– X
X=0,0142mol
extraido de www.colaweb.com.br
- Hidrostática
Hidrostática é a parte da física que estuda as forças exercidas por e sobre fluidos que estão em repouso. Conceito de pressão: A grandeza dada pela relação entre a intensidade da força que atua perpendicularmente e a área em que ela se distribui...
- Substâncias
Uma das maiores confusões que as pessoas fazem na hora de classificar as substâncias reside nos quesitos de substância simples e substância pura. Para que isso fique claro é fundamental que entendamos bem algumas coisas antes de chegarmos a essa...
- CÁlculo EstequiomÉtrico
Cálculo estequiométrico Equação química, reação e reagentes O cálculo estequiométrico, ou cálculo das medidas apropriadas, é um dos maiores passos dados pela humanidade no campo científico e é o cerne da química quantitativa. Lavoisier...
- Massa Atômica Qual A Unidade De Medida Dessa Grandeza Tão Pequena
Professor de Matemática e Biologia Antônio Carlos Carneiro BarrosoColégio Estadual Dinah Gonçalvesemail [email protected] www.ensinodematemtica.blogspot.com.brwww.accbarrosogestar.blogspot.com.br WWW.profantoniocarneiro.com ...
- Equação De Clapeyron
Em homenagem ao engenheiro e físico francês Benoit Paul Émile Clapeyron (1799 – 1864), um dos fundadores da termodinâmica, a equação dos gases ideais recebeu o nome de Equação de Clapeyron. Antes de estudá-la, vamos primeiramente conhecer...