Relações de Massa: Massa Atômica, Massa Molecular e Volume Molar


Unidade de massa atômica (u)

Para determinar a massa de um determinado átomo, utiliza-se uma unidade relativa, pois os átomos são mui­to pequenos para serem pesados ou vistos. Esse valor relativo de massa chama-se unidade de massa atômica. A unidade de massa atômica foi estabelecida utili­zando-se um elemento padrão e atribuindo-se a ele uma massa arbitrária.. Assim, dividindo-se o carbono em 12 partes iguais, observa-se que uma parte desse todo equivale a uma massa igual a -ry do C12. Essa massa transformou-se na unidade de referência chamada unidade de massa atômica, a qual corresponde a 1,66 • 10~24 gramas.

Relações de Massa

dada pela média ponderada da massa atômica dos seus isótopos naturais, o que faz com que os valores de massa não sejam valores inteiros. Exemplo: Cl35 – 75% de ocorrência, Cl37 – 25% de ocorrência.
. 35-75 + 37-25
100 MACf = 35,5 u

Massa molecular (MM)

A massa molecular representa o número de vezes que a massa de uma molécula é maior que ry do C12. Lem­bre-se de que moléculas são grupamentos atômicos está­veis. A massa de uma molécula é dada pela soma das massas atômicas dos átomos que a compõem. Observe os exemplos a seguir:
H2CO3 (H – l u, C = 12 u, O = 16 u)
(1-2)+ 12 + (16 • 3)-MM
MM = 62 u, este valor informa que a massa da molé­cula H2CO3 é 62 vezes maior que a massa de yy do C12.
Mg(NO3)2 (Mg – 24 u, N = 14 u, O = 16 u) 24 + 14 • 2 + 16 • 6 = MM MM = 148 u

A massa dos demais elementos foi estabelecida pela observação de quantas vezes ela é maior que uma unida­de de massa atômica (t^ do C12). Por exemplo: o átomo de S tem 32 u, portanto pode-se dizer que a massa atômica do S é 32 vezes maior que a massa do C12.

Avogadro

O fato de o átomo apresentar massa extremamente pequena impossibilitava o trabalho laboratorial com uni­dades atômicas. Avogadro (1776-1856) propôs que a unidade de massa atômica fosse substituída pela unida­de grama e percebeu que, ao fazer isso, não estava mais trabalhando com um átomo, mas com 6,02 • IO23 áto­mos.

Importante
Massa atômica (MA) de um elemento químico não é o mesmo que número de massa: (A = número de prótons + número de nêutrons). Um elemento químico é um conjunto de isótopos.

Mol é a quantidade de matéria que apresenta 6,02 • IO23 entidades. Exemplo:
O = 16 u – l átomo de oxigênio – 16 g – l mol de átomos de oxigênio (6,02 • IO23 átomos de oxigênio).
Na = 23 u – l átomo de sódio – 23 g – l mol de átomos de sódio (6,02 • IO23 átomos de sódio).
H2 = 2 u – l molécula de hidrogênio – 2 g – l mol de moléculas de hidrogênio (6,02 • IO23 moléculas de hidrogênio).
H2SO4 = 98 u – l molécula de ácido sulfúrico -98 g – l mol de moléculas de ácido sulfúrico (6,02 • IO23 moléculas de ácido sulfúrico).

Massa molar é a massa de um mol de substância, seja átomo, íon ou molécula.
Exemplos:
32 g/mol de O2 – significa que l mol de molécu­las de oxigénio tem 32 g em massa.
98 g/mol de H2SO4 – isso significa que l mol de moléculas de ácido sulfúrico tem 98 g em massa.

Volume molar (VM)

O volume molar corresponde ao volume ocupado por um mol de moléculas no estado gasoso, medido em con­dições normais de temperatura e pressão (CNTP).

Exercícios

02. Na natureza, de cada 5 átomos de boro, l tem massa atômica igual a 10 u.m.a (unidade de massa atômi­ca) e 4 têm massa atômica igual a 11 u.m.a. Com base nesses dados, a massa atômica do boro, expres­sa em u.m.a, é igual a
a.    10.
b.    10,5.
c.    10,8.
d.    11.
e.    11,5.

03. Responda às questões a seguir.
a.    Qual o volume ocupado por 16 g de gás O2nas CNTP? (O = 16 u)
b.    Qual a massa de CO2 existente em 5,6 L deste gás?

Observação
Em função das diferenças das plataformas ma­rítimas e do uso de unidades do SI, a pressão at­mosférica normal tem o valor de IO5 pascal, fazen­do com que o volume molar fosse alterado para 22,71 L. Porém, esse valor ainda não é aplicado em todos os vestibulares, sendo assim, trabalha-se com o valor 22,4 L ou com o valor proposto pela prova de vestibular em questão.

Clapeyron

As leis de Boyle-Mariotte, Charles-Gay-Lussac e Avogadro possibilitaram a obtenção da equação de esta­do de um gás – Equação de Clapeyron -, que estabelece a relação da massa do gás com as variáveis do estado gasoso e é muito útil a procedimentos estequiométricos. Com a Equação de Clapeyron, pode-se definir o volume ocupado por uma massa gasosa que se encontre em con­dições diferentes das CNTP.