Massa atômica e a unidade de massa atômica
Um único átomo é leve demais para ser pesado em gramas (um átomo de hidrogênio tem cerca de 1.67 × 10⁻²⁴ g). Por isso comparamos os átomos com um padrão: o átomo de carbono-12, que recebe a massa de exatamente 12 u (unidade de massa atômica unificada, nome antigo: uma).
1 u = um doze avos da massa de um átomo de carbono-12 = 1.66 × 10⁻²⁴ g.
Nessa escala, H = 1.008 u, O = 16.00 u, Na = 23 u, Cl = 35.5 u.
Massa atômica média
A maioria dos elementos é uma mistura de isótopos (átomos do mesmo elemento com massas diferentes). A massa atômica das tabelas é uma média ponderada. Cloro: 75% de ³⁵Cl e 25% de ³⁷Cl → (0.75 × 35) + (0.25 × 37) = 35.5 u. Por isso 35.5 não é um número inteiro.
Massa molecular e massa da fórmula
Massa molecular = soma das massas atômicas de todos os átomos de uma molécula.
- H₂O = 2(1) + 16 = 18 u
- CO₂ = 12 + 2(16) = 44 u
- C₆H₁₂O₆ = 6(12) + 12(1) + 6(16) = 180 u
Compostos iônicos como o NaCl não formam moléculas separadas; formam uma grande rede 3D de íons. Para eles usamos a massa da fórmula: NaCl = 23 + 35.5 = 58.5 u.
O mol e o número de Avogadro
O mol é a unidade do SI para quantidade de matéria. Um mol contém exatamente 6.022 140 76 × 10²³ partículas (átomos, moléculas, íons ou elétrons). Esse número é a constante de Avogadro, NA.
É só uma palavra para contar, como dúzia (12) ou grosa (144), mas gigantesca. 6.022 × 10²³ grãos de areia cobririam o Brasil com muitos metros de altura.
Diga sempre qual partícula: 1 mol de moléculas de O₂ tem 2 mol de átomos de O.
Massa molar
A massa molar (M) é a massa de um mol de uma substância, em gramas. O número é o mesmo da massa atômica, molecular ou da fórmula em u.
- Água: 18 u → M = 18 g mol⁻¹
- Carbono: 12 u → M = 12 g mol⁻¹
- NaCl: 58.5 u → M = 58.5 g mol⁻¹
As três fórmulas principais
n = m ÷ M (mols = massa ÷ massa molar)
N = n × NA (partículas = mols × número de Avogadro)
Para um gás nas CNTP (273 K, 1 bar), um mol ocupa 22.7 L (22.4 L a 1 atm, usado em livros mais antigos).
Composição percentual
A composição percentual mostra quanto de cada elemento há em 100 g de um composto. Ela serve para verificar a pureza.
% em massa de um elemento = (massa desse elemento em 1 mol ÷ massa molar) × 100
Água: H = (2 ÷ 18) × 100 = 11.11%, O = (16 ÷ 18) × 100 = 88.89%. As porcentagens sempre somam 100.
Etanol C₂H₅OH (M = 46): C = 24/46 = 52.2%, H = 6/46 = 13.0%, O = 16/46 = 34.8%.
Fórmula empírica e fórmula molecular
A fórmula empírica (ou mínima) dá a menor razão de números inteiros entre os átomos. A fórmula molecular dá o número real de átomos em uma molécula.
| Composto | Molecular | Empírica |
|---|---|---|
| Glicose | C₆H₁₂O₆ | CH₂O |
| Benzeno | C₆H₆ | CH |
| Água | H₂O | H₂O |
Passos: da porcentagem à fórmula
- Pegue 100 g, assim cada % vira gramas.
- Transforme gramas em mols: divida pela massa atômica.
- Divida todos os valores de mols pelo menor deles.
- Se aparecerem valores como 1.5 ou 1.33, multiplique tudo por 2 ou 3 para obter inteiros. Essa é a fórmula empírica.
- Ache n = massa molar ÷ massa da fórmula empírica. Fórmula molecular = n × fórmula empírica.
Experimente
Na brincadeira livre em 3D, escolha a água e ponha 18 g, depois 36 g. Preveja os mols antes de olhar. Depois pese uma colher de chá de açúcar em casa (cerca de 4 g de C₁₂H₂₂O₁₁, M = 342) e calcule quantas moléculas você tem na mão: cerca de 7 × 10²¹.
Fórmulas e definições principais
- 1 u = 1/12 × massa de um átomo de C-12 = 1.66 × 10⁻²⁴ g
- Massa atômica média = Σ(fração × massa do isótopo)
- N_A = 6.022 × 10²³ mol⁻¹
- n = m / M; N = n × N_A
- % em massa = (massa do elemento em 1 mol / M) × 100
- n (múltiplo) = massa molar / massa da fórmula empírica; fórmula molecular = n × empírica
Exemplos resolvidos
1. O cloro é 75.77% ³⁵Cl (34.97 u) e 24.23% ³⁷Cl (36.97 u). Calcule sua massa atômica média.
Linha 1: 0.7577 × 34.97 = 26.50. Linha 2: 0.2423 × 36.97 = 8.96. Linha 3: Soma = 35.46 u ≈ 35.5 u.
2. Calcule a massa molecular da glicose C₆H₁₂O₆ e a massa da fórmula do CaCO₃ (Ca = 40).
Linha 1: C₆H₁₂O₆ = 6 × 12 + 12 × 1 + 6 × 16 = 72 + 12 + 96 = 180 u. Linha 2: CaCO₃ = 40 + 12 + 3 × 16 = 100 u.
3. Quantos mols e quantas moléculas há em 36 g de água?
Linha 1: M(H₂O) = 18 g mol⁻¹. Linha 2: n = 36 ÷ 18 = 2 mol. Linha 3: N = 2 × 6.022 × 10²³ = 1.2044 × 10²⁴ moléculas.
4. Qual é a massa de 3.011 × 10²³ átomos de carbono?
Linha 1: n = N ÷ N_A = 3.011 × 10²³ ÷ 6.022 × 10²³ = 0.5 mol. Linha 2: m = n × M = 0.5 × 12 = 6 g.
5. Quantos átomos de oxigênio há em 88 g de CO₂?
Linha 1: n(CO₂) = 88 ÷ 44 = 2 mol. Linha 2: Cada CO₂ tem 2 átomos de O → n(O) = 4 mol. Linha 3: Átomos de O = 4 × 6.022 × 10²³ = 2.409 × 10²⁴.
6. Calcule a composição percentual do etanol, C₂H₅OH.
Linha 1: M = 2(12) + 6(1) + 16 = 46 g mol⁻¹. Linha 2: %C = 24/46 × 100 = 52.17%. Linha 3: %H = 6/46 × 100 = 13.04%. Linha 4: %O = 16/46 × 100 = 34.78%. Conferência: total = 100%.
7. Um composto tem 4.07% de H, 24.27% de C e 71.65% de Cl. Sua massa molar é 98.96 g. Ache as fórmulas empírica e molecular.
Linha 1: Em 100 g: H 4.07 g, C 24.27 g, Cl 71.65 g. Linha 2: Mols: H 4.07/1.008 = 4.04; C 24.27/12.01 = 2.021; Cl 71.65/35.45 = 2.021. Linha 3: Dividindo por 2.021: H 2, C 1, Cl 1 → empírica CH₂Cl (massa 49.48). Linha 4: n = 98.96 ÷ 49.48 = 2. Linha 5: Fórmula molecular = C₂H₄Cl₂.
8. Um hidrocarboneto tem 85.7% de C e 14.3% de H. Sua massa molar é 42 g mol⁻¹. Ache suas fórmulas.
Linha 1: C 85.7/12 = 7.14 mol; H 14.3/1 = 14.3 mol. Linha 2: Dividindo por 7.14: C 1, H 2 → empírica CH₂ (massa 14). Linha 3: n = 42 ÷ 14 = 3. Linha 4: Fórmula molecular = C₃H₆.
Erros comuns
- Esquecer de dizer qual é a partícula. 1 mol de H₂ tem 2 mol de átomos de H.
- Usar massa molecular para o NaCl. Compostos iônicos têm massa da fórmula, pois não há moléculas separadas.
- Arredondar 1.5 para 2 ao achar a fórmula empírica. Multiplique todos os valores por 2 (1.5 : 1 → 3 : 2).
- Misturar u e g. Uma molécula de água tem 18 u; um mol de água tem 18 g.