RT_S32_D04_ QUI_1ª SÉRIE_ LAÍS RAQUEL

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TV PARAÍBA EDUCA ROTEIROS DE ESTUDOS – ENSINO MÉDIO Área: Ciências da Natureza e suas Tecnologias Componente Curricular: Química Série: 1ª série do ensino médio

Docente: Laís Raquel

Tema da aula: Quantidade de matéria

Título da aula: Mol

AO PROFESSOR

COMPETÊNCIA 3 Investigar

situações-problema

Habilidade e

avaliar

aplicações

do

conhecimento científico e tecnológico e suas implicações no (EM13CNT3030) mundo, utilizando procedimentos e linguagens próprios das Ciências da Natureza, para propor soluções que considerem (EM13CNT209) demandas locais, regionais e/ou globais, e comunicar suas descobertas e conclusões a públicos variados, em diversos

contextos e por meio de diferentes mídias e tecnologias digitais de informação e comunicação (TDIC).

Objeto do conhecimento:

Objetivos de aprendizagem

Quantidade de matéria.

Relacionar a unidade de medida (mol) com a quantidade de matéria.

Mol.

Vamos continuar nosso papo sobre química? Mol O termo “mol” tem origens no latim, que significa “quantidade”. Foi um conceito proposto pela primeira vez pelo químico alemão Wilhem Ostwald, em 1896. Mol pode ser comparado com as quantidades de dúzias (12 unidades de algo) ou resmas (500 unidades). Neste sentido, um mol diz respeito a uma quantidade fixa de unidades, as entidades elementares. Um mol é exatamente igual

a 6,022×1023 entidades elementares. Ou seja, um mol de carbono possui 602 sextilhões de átomos de carbono ou um mol de água (H2O) possui exatamente 6,022×1023 moléculas de água. A definição atual de Mol foi proposta pela IUPAC (União Internacional de Química Pura e Aplicada), IUPAP (União Internacional de Física Pura e Aplicada) e pela ISO (Organização Internacional para Padronização), e ratificada pela 14º Conferência Geral de Pesos e Medidas (1971), como unidade de base no SI (Sistema Internacional) para a grandeza Quantidade de Matéria (substância, em Portugal; ou entidades elementares também significando “partículas”): Quando se utiliza a unidade mol, as entidades elementares ou partículas, devem ser especificadas, podendo ser átomos, moléculas, elétrons, outras partículas ou agrupamentos especificados de tais partículas. Pode-se ainda concluir que o número de entidades elementares contidas em 1 mol corresponde à constante de Avogrado, cujo valor é 6,022 x 1023 mol-1. Apesar de ainda hoje muitos confundirem mol com massa molar, a definição atual de mol é muito diferente desta e deixa claro que mol não é sinônimo de certas porções bem definidas da grandeza massa. “Chama-se Massa Molar (M) à massa (em gramas) de um número de entidades igual à constante de Avogrado, isto é, à massa de 1 mol de entidades elementares, ou seja, quantidade de matéria.”

Como calcular a quantidade de matéria?

Quando estamos falando da massa de 1 mol de qualquer átomo nos referimos à massa molar (M) do elemento, na unidade de gramas por mol (g/mol). Por convenção, a massa molar dos elementos químicos é exatamente igual à massa atômica, representada pela unidade de massa atômica (u) deles. Desta forma, a massa molar do Cálcio (Ca = 40 u) é igual a 40 g/mol. Sendo assim, a quantidade de matéria (n) – ou número de mol – é utilizada para calcular quantos mols existem em uma determinada massa de algum elemento químico ou substância. É calculado pela seguinte equação:

Em que:

●

n: número de mol da substância a ser determinada, em mol

●

m: massa exata dada da substância, em g

●

M: massa molar da substância, em g/mol

Por exemplo, queremos descobrir o número de mol de cloreto de sódio (NaCl = 58,5 u) presente em uma amostra de massa igual a 100 g do sal. Para isso, sabemos que a massa atômica do NaCl é exatamente igual à sua massa molecular, portanto M = 58,5 g/mol. Desta forma, utilizando a equação 1:

Em 100 g de NaCl, há 1,71 mol do sal presente.

Utilizações gerais da unidade mol O termo mol pode ser utilizado para qualquer matéria ou componente dela, mas é mais comumente utilizado no estudo de quantidades relacionadas com átomos, moléculas e componentes atômicos.

a) Para elemento químico Sempre que estivermos trabalhando com elemento químico (conjunto de átomos isótopos), deveremos utilizar a seguinte expressão: 1 mol de um elemento = 6,02.1023 átomos deste elemento Exemplo: Elemento Cobre (Cu) Se tivermos um mol de cobre, teremos, então, 6,02.1023 átomos de cobre. b) Para moléculas Sempre que estivermos trabalhando com uma substância poliatômica (formada pela interação de dois ou mais átomos), que é um grupo de moléculas iguais, deveremos utilizar a seguinte expressão: 1 mol de qualquer substância = 6,02.1023 moléculas Exemplo: Água (H2O) Se tivermos um mol de água, teremos 6,02.1023 moléculas de água. Relações com a unidade mol Como a unidade mol é utilizada para expressar quantidade de matéria (e matéria é tudo o que ocupa um volume e possui massa), podemos relacionar o mol de qualquer matéria com sua massa, assim como podemos determinar o volume (desde que a matéria esteja no estado gasoso) que uma matéria ocupa a partir do mol.

Relação entre mol e massa A relação entre mol e massa depende da massa atômica (encontrada na Tabela Periódica) de um elemento ou da massa molecular de uma substância. Quando relacionadas com o mol, tanto a massa atômica quanto a massa molecular são trabalhadas na unidade grama, como nos exemplos a seguir: Exemplo 1: Elemento cobre (massa atômica 63,5 u) Sabe-se que um mol de cobre apresenta 6,02.1023 átomos de cobre e que a massa do elemento é 63,5 u, assim sendo, em: 1 mol de cobre------ 6,02.1023 átomos de cobre---- pesa 63,5 g Exemplo 2: Substância H2O (massa molecular 18 u) Sabe-se que um mol de água apresenta 6,02.1023 moléculas de água e que a massa da molécula é de 18 u, assim sendo, em: 1 mol de H2O ------ 6,02.1023 moléculas de H2O ---- pesam 18 g b) Relação entre mol e volume Quando a matéria está no estado gasoso, podemos determinar o espaço ocupado por qualquer quantidade molar dela. Isso é possível porque uma mesma quantidade em mol da matéria gasosa sempre ocupa o mesmo espaço, que é de 22,4 L. 1 mol de matéria gasosa-------ocupa 22,4L

Exemplo 1: Elemento argônio (massa atômica 40 u) Sabe-se que um mol de argônio apresenta 6,02.1023 átomos de argônio e que a massa do elemento é 40 u, assim sendo, em: 1 mol de argônio------ 6,02.1023 átomos de argônio----- ocupa 22,4 L-----pesa 40g

Exemplo 2: Amônia (massa molecular 17 u) Sabe-se que um mol de amônia apresenta 6,02.1023 moléculas da substância amônia e que a massa da molécula é de 17 u, assim sendo, em: 1 mol de NH3 ------6,02.1023 moléculas de NH3 ----~ocupam 22,4 L-----pesa 17 g c) Exemplo de cálculo envolvendo mol A partir do mol, podemos calcular a massa, o volume, o número de átomos e o número de moléculas de qualquer substância. Veja um exemplo: Exemplo: (FCC-BA) A massa de uma molécula de ácido acético, CH3COOH, é: (Dado: massa molecular do ácido acético = 60 u) a) 1,0 . 10-21g b) 1,0 . 10-22g c) 1,0 . 10-23g

d) 1,0 . 10-24g e) 1,0 . 10-25g

Resolução: A substância acética possui fórmula CH3COOH e massa molecular igual a 60 u. Assim, podemos relacionar esses dados com a unidade mol da seguinte maneira: 1 mol de CH3COOH ------ 6,02.1023 moléculas de CH3COOH -----pesa 60 g Para determinar a massa de uma única molécula em gramas, basta montar uma regra de três a partir da expressão proposta acima, como demonstrado a seguir: 1 mol de CH3COOH ------ 6,02.1023 moléculas de CH3COOH ----- 60 g 1 molécula de CH3COOH ------ x 60.1 = 6,02.1023.x x=

60 6,02.1023

X = 9,966.10-23 ou, arredondando:

Fonte disponível em: https://brasilescola.uol.com.br/o-que-e/quimica/o-que-emol.htm#:~:text=Mol%20%C3%A9%20uma%20unidade%20de,1896%20pelo%20qu%C3%ADmico%20Wilhem%20Ostwald. Acesso em 09 de fevereiro de 2021.

Mas a nossa aula não acabou por aqui... Vamos praticar?

1- Sabendo que a massa atômica do magnésio é igual a 24 u, determine a massa, em gramas, de um átomo desse elemento. (Dado: Número de Avogadro = 6,0 . 1023). a) 24 g. b) 4,0 g. c) 24 . 10-23 g. d) 4,0 . 1023 g. e) 4,0 . 10-23 g.

Gabarito 1- E

2- (Fuvest-SP) A tabela abaixo apresenta o mol, em gramas, de várias substâncias:

Comparando massas iguais dessas substâncias, a que apresenta maior número de moléculas é: a) Au b) HCl c) O3 d) C5H10 e) H2O Gabarito 2- E

3- (Unicid-SP) Um químico possui uma amostra de cobre (dado: 6429Cu). A massa, em gramas, dessa amostra, sabendo-se que ela é constituída por 3,01 . 1023 átomos, é: a) 0,32 . 1023 g b) 0,29 . 1023 g c) 32,00 g d) 1,60 . 1023 g e) 64,00 g

Gabarito 3- C

Referências BRASIL ESCOLA. O que é mol? Disponível em: https://brasilescola.uol.com.br/o-que-e/quimica/o-que-emol.htm#:~:text=Mol%20%C3%A9%20uma%20unidade%20de,1896%20pelo%20qu%C3%ADmico%20Wilhem%20Ostwald. Acesso em 09 de fevereiro de 2021.

BRASIL ESCOLA. Exercícios sobre mol. Disponível em: https://exercicios.brasilescola.uol.com.br/exercicios-quimica/exerciciossobre-mol-numero-avogadro.htm#questao-4. Acesso em 09 de fevereiro de 2021.

COLA DA WEB. Mol e quantidade de matéria. Disponível em: https://www.coladaweb.com/quimica/fisico-quimica/estudo-do-mol. Acesso em 09 de fevereiro de 2021.

TODO ESTUDO. Mol. Disponível em: https://www.todoestudo.com.br/quimica/mol. Acesso em 09 de fevereiro de 2021.