Mols

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Química geral e
analítica
Aula 1
Mols e massas molares, determinação de
formulas químicas e equações químicas

Prof.ª Diana Lopes da Silva

Mols
• Interesse no número de átomos, íons ou moléculas ao invés da
massa da amostra ou volume da solução;

• Conhecer os tipos de átomos é fundamental para química
qualitativa –o entendimento das propriedades das substâncias;
• Conhecer onúmero de átomos é fundamental para a química
quantitativa – o cálculo dessas propriedades;
• É inconveniente referir-se a números grandes de átomos, como
2,0 X 1025 átomos - mol

Descrição de número de átomos, íons e moléculas em termos de
uma unidade chamada “mol”.

A quantidade física à qual se refere é chamada de “quantidade de
substância”, n (número de mols)
1 mol é o numero de átomosem exatamente 12g de carbono 12
Massa de 1 átomo de carbono 12 = 1,99265 X 10-23 g

12
º á 12 =
= 6,0221 × 1023
1,99265 × 10−23

Então, 1 mol de átomos de qualquer elementos = 6,0221 × 1023
átomos do elementos
, × = constante de Avogrado (NA)
=
N = número de átomos
n =número de mols
= constante de avogrado

Exemplo 1. Sabe-se que uma amostra de vitamina C contém
1,29 X1024 átomos de Hidrogênio. Quantos mols de hidrogênio
a amostra contém?
Exemplo 2. Uma amostra de uma substância extraída de uma
fruta usada por uma tribo peruana para tratar de infecções
fúngicas, contém 2,58 X 1024 átomos de oxigênio. Quantos mols
de átomos de O estão presentes na amostra?
Exemplo 3.
Uma pequena xícara de café contém, 3,14 mol de molécula de
água. Quantas moléculas de águaestão presentes?

Massas molares
• Como podemos determinar o número de mols presente
se não podemos contar os átomos diretamente?
Massa da amostra e da massa molar, M, a massa por mol
de partículas.



º =




ou

=




• 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.

• As massa molares de compostos iônicos e moleculares são
calculadas a partir das massas molares dos elementos
presentes. Ex. Sulfato de sódio (Na2SO4)
• Exemplo 1. Em uma amostra típica de magnésio, 78,99% é
magnésio-24 (3,983 X 10-23 g), 10,0% é magnésio-25 (4,149 X1023 g) e 11,01% é magnésio-26 (4,315X10-23 g). Calcule a massa
molar de uma amostra típica de magnésio, dadas as suas
massas atômicas
• Exemplo 2. Calcule a massa molar de:
a) etanol (C2 H5 OH)
b) fenol (C6H5OH)

Determinação de fórmulas químicas
Fórmula empírica e molecular
• Empírica = mostra o número relativo de átomos de cada
elemento presente no composto. Ex. glicose (CH2O) = razão
1:2:1

• Molecular = nos dá onúmero real de átomos de cada
elemento na molécula. Ex. glicose (C6H12O6)

• Composição percentual de massa
% =




× 100%

• Exemplo 1. Por séculos os aborígenes australianos usaram
folhas de 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 3,16g deusua composição como 2,46g de carbono,
0373g de hidrogênio e 0,329g de oxigênio. Determine as
porcentagens em massa de carbono, hidrogênio e oxigênio no
eucaliptol.

• Se a fórmula de um composto já é conhecida, sua
composição percentual de massa pode ser obtida da fórmula
• Exemplo 2. Suponha que estamos gerando hidrogênio a
partir de água para usar como combustível. Precisaríamosconhecer a porcentagem em massa de hidrogênio na água
para saber quanto hidrogênio de uma dada massa de água
poderia ser obtido.
• Exemplo 3. Calcule a porcentagem em massa de Cl em NaCl.

Determinando fórmulas empíricas
Exemplo: Vitamina C
40,9% de carbono; 4,58% de hidrogênio; 54,5% de oxigênio.
Considere 100g de vitamina C, então, temos:
40,9g de carbono. (massa molar do carbono =...
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