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Cálculos químicos massa molecular
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- 14. Lei da conservação das massas @QUI609 Para visualizar este conteúdo digital, é preciso ter instalado o plugin Slides de Aula, disponível no Livro Digital Atenção: não altere o conteúdo deste slide
- 19. Cálculos químicos @QUI1297 Para visualizar este conteúdo digital, é preciso ter instalado o plugin Slides de Aula, disponível no Livro Digital Atenção: não altere o conteúdo deste slide
- 20. Lei das reações químicas @QUI2832 Para visualizar este conteúdo digital, é preciso ter instalado o plugin Slides de Aula, disponível no Livro Digital Atenção: não altere o conteúdo deste slide
Notas del editor
- Atribuir a massa de 12 u para os átomos de carbono-12 significa considerar que cada próton e cada nêutron têm massa igual a 1 u, pois prótons e nêutrons possuem massas praticamente iguais e o carbono-12 possui 6 prótons e 6 nêutrons. Assim, a vantagem dessa convenção é considerar que a massa de um átomo é numericamente igual à soma de seus prótons e nêutrons, ou seja, igual ao seu número de massa (A).
- A massa molecular (MM) é a massa de uma molécula. Como as moléculas são formadas por átomos unidos por meio de ligações covalentes, pode-se dizer que a massa da molécula é numericamente igual à soma das massas dos átomos que a constituem. Essa grandeza é geralmente expressa em unidade de massa atômica (u).
- O número de Avogadro é tão grande, que é difícil imaginá-lo sem algumas referências próximas do dia a dia. Faça uso das comparações no slide para ajudar os alunos a compreender a magnitude desse número.
- A determinação da constante de Avogadro contribuiu muito com o trabalho dos químicos, que, no passado, tinham dificuldades em saber o número de unidades fundamentais existentes em certa amostra de material. Para facilitar a comunicação entre a comunidade científica, foi convencionada pela IUPAC a terminologia mol.
- O termo mol refere-se a uma quantidade de entidades elementares (6,02.1023, ou seiscentos e dois sextilhões de entidades), enquanto a definição de molécula faz referência à proporção entre os átomos para a formação de uma substância.
- Com os exemplos apresentados, verifica-se que a quantidade de matéria de um elemento ou de uma substância é proporcional à sua massa e, consequentemente, ao número de entidades. É interessante, nesse momento, trabalhar com os alunos as relações de proporcionalidade. Nos esquemas apresentados, focalizaram-se somente algumas relações.
- Define-se o volume molar como o volume ocupado por 1 mol (6,02. 1023 unidades) de qualquer gás, em determinadas condições de pressão e temperatura. Com a intenção de padronizar as medidas com o Sistema Internacional de Unidades (SI), as condições normais de temperatura e pressão foram redefinidas para: P = 1 bar e T = 0ºC (273 K). Dessa forma, o volume molar é igual a, aproximadamente, 22,7 L. Mesmo com as alterações no padrão, o valor de 22,4 L continua sendo muito usado. Inclusive, utiliza-se o valor 22,7 L somente quando for indicado, de alguma forma, no exercício.
- Na época em que as leis foram enunciadas, não havia muita clareza sobre as fórmulas das substâncias, nem sobre as equações químicas corretamente balanceadas. Elas serão representadas, neste material, com o objetivo de os alunos desenvolverem o conhecimento científico para aplicá-lo quando forem focalizadas as relações estequiométricas.
- É importante diferenciar nesse momento uma substância pura de uma mistura. As misturas não têm composição constante, portanto para elas não vale a Lei de Proust.
- Levar os alunos a observarem que a soma dos volumes dos reagentes nem sempre é igual à soma dos volumes dos produtos, ou seja, não existe lei da conservação do volume, como ocorre com a massa.
- Dessa forma, se, durante uma reação química, o número total de moléculas diminui ou aumenta, o volume sofrerá a mesma variação, ou seja, na mesma proporção. Consequentemente, quando o número total de moléculas permanece inalterado após a reação, não há variação no volume total.
- Uma das aplicações diretas das Leis das Reações Químicas é o cálculo estequiométrico, que possibilita prever a quantidade de reagentes e produtos que participam das reações. O cálculo estequiométrico tem fundamental importância, tanto nos laboratórios quanto nas indústrias químicas, sendo muito aplicado em situações cotidianas.