Palestra 3
Massa atómica
Os compostos covalentes são substâncias formadas quando os compostos não metálicos se combinam quimicamente. Os compostos moscovalentes têm uma composição atómica fixa. A fórmula de uma substância especifica a sua composição atómica. Por exemplo, a glicose, um açúcar simples, tem a fórmula C6H12O6. Isto significa que 6 átomos de carbono estão ligados a 12 átomos de hidrogénio e 6 átomos de oxigénio, em cada molécula de glucose. Em teoria, poderíamos combinar os elementos C, O e H nas proporções corretas e fazer uma molécula de glicose. O carbono, no seu estado mais comum, existe através do sólido, grafite. O oxigênio existe através da molécula de gás diatômico, O2 e hidrogênio existe como o gás diatômico, H2.
A menor mancha detectável de grafite conteria cerca de 1 x 1016 átomos de carbono, por isso não vamos ser capazes de pesar um único átomo. O que tem beendone, em vez disso, é atribuir um valor à massa de um átomo de carbono. Por definição, a massa atômica de 12C(carbono com 6 prótons e 6 nêutrons) foi definida como 12 amu (unidades atômicas de massa). Entretanto, quando você olha para a massa atômica de carbono em uma tabela, ela é mostrada como 12,01 amu. Isto é porque o carbono existe como um número de isótopos diferentes. Os isótopos mais comuns de carbono são 12C e 13C (6 prótons e 7 nêutrons). O amu de 13C foi determinado como sendo 13.00335 amu. É mais pesado que 12C porque tem um nêutron extra e porque os nêutrons têm massas ligeiramente mais altas que os prótons. 12C é mais abundante (98,9%) do que 13C (1,10%), razão pela qual a massa de C listada está mais próxima de 12(12,01) do que de 13,00335. A massa atômica listada representa uma massa atômica média de carbono que ocorre naturalmente. Foi calculada da seguinte forma:
massa atômica média de C = (,9890)(12 amu) + (,01100)(13,00335) = 12,01 amu
Nenhum átomo de carbono real tem uma massa de 12,01 amu. A maioria dos átomos de carbono tem uma massa atómica de 12amu e alguns têm uma massa atómica de 13,00335 amu. A massa atómica de H foi determinada como sendo 1,0079amu e a de O como sendo 15,9994 amu. Mais uma vez, estes são valores médios dos isótopos comuns destes elementos.
Número do Avogadro e Massa Molar
Agora temos uma medida das massas relativas dos elementos. Seria de utilidade prática para converter de alguma forma o amu em gramas, uma unidade que podemos realmente medir. Mesmo a menor amostra de anelemento contém um número enorme de átomos. Portanto, seria conveniente ter uma unidade especial, que descreva um número muito grande de átomos. Esta unidade é chamada de toupeira e é a unidade SI de quantidade. O papel é vendido por resmas (500 folhas), os ovos são vendidos pela dúzia de (12) átomos e as moléculas são medidas em toupeiras. Uma toupeira é definida como o número de átomos de 12C em exactamente 12 gramas de 12C. Este número foi determinado, experimentalmente, como sendo 6,022 x 1023 e é chamado de Avogadro’s number, NA.
6,022 x 1023 átomos 12C = 12 g 12C
1 átomo 12C= 12 amu
6,022 x 1023 átomos = 1 mol de átomos
Com estes factores de conversão, podemos determinar a massa de um único átomo de 12C.
12g 12C 6,022 x 1023 átomos =12 g/mol = massa molar de 12C
6,022 x 1023 átomos 1 mol
As massas atómicas de todos os elementos foram beentabuladas como amu. Este samenumber é também a massa molar, em g/mol, de cada elemento.
Então, se pesássemos uma amostra de 12,01 g de carbono, teríamos 6,022 x 1023 átomos de carbono na nossa amostra. Olhando para a nossa fórmula para glicose (C6H12O6)podemos ver que precisamos do dobro dos átomos de H que os átomos de C. Nossa amostra de 12,01 g de carbono contém 1mole de átomos de carbonos. Portanto, vamos precisar de 2 moles de átomos de H. Quantas gramas de átomos de H seriam? Podemos usar o factor de conversão relativo ao amu para gramas/mol de uma substância.
2mol H 1,0079 g H = 2,0158 g H
mol H
Quanta quantidade de oxigénio seria necessária? A fórmula indica que para cada mole de carbono precisamos de uma mole de oxigénio. Então, precisaremos de 1 mol de átomos de O.
1 mol O 15,9994g O = 15.9994 g O
mol O
As nossas matérias-primas pesariam 12,01g + 2,0158g + 15,9994g = 30,03 g.
Esta seria também a massa de glicose que poderia ser feita a partir destes elementos. Quantas moléculas e moléculas de glucose isto seria?
A massa de uma molécula de glucose, C6H12O6, seria a soma das massas atómicas dos seus elementos:
6 x 12,011 (amu de C) + 12 x 1,0079 (amu de H) + 6 x 15,9994(amu de O) = 180,157 amu
180,157 amu = 180.157 g/mol
>
30.03 g de glicose 1 mol de glicose = 0,1667 moles de glicose
180.157 g de glicose
0,1667moles de glicose 6,022 x 1023molecules de glicose = 1.004 x 1023 moléculas de glucose
mol glucose
Percent Composition
Outra forma de descrever a composição de uma substância é em termos da sua percentcomposição, a percentagem, por massa, dos elementos dessa substância. Esta é uma informação que pode ser obtida de forma experimental, que pode ser usada para derivar a fórmula empírica de um composto, como será discutido a seguir. Por enquanto, vamos definir o que se entende por composição percentual, determinando a composição percentual de nitrito de sódio, NaNO2. Primeiro, calcule a massa molar:
massa molar = 1 mol Na (22,99 g/mol)
+1 mol N (14,01 g/mol)
+2 mol O (16,00 g/mol)
69,00g/mol NaNO3
A composição percentual dos elementos é então:
% Na = 22.99g x 100% = 33,32%
69,00g
% N = 14,01g x 100% = 20,30%
69,00g
%O = 32,00g x 100% = 46,38%
69,00g
É possível utilizar este método para determinar a fórmula de uma substância desconhecida.
Análise de um composto desconhecido mostra a seguinte composição percentual:
40,92 % carbono, por peso
4,58 % hidrogênio, por peso
54.50% de oxigênio, por peso
Primeiro, suponha que você esteja lidando com alguma quantidade do desconhecido, digamos, 100 gramas.
40,92 % = 0,4092 x 100 g = 40,92 g de C
4,58 % = 0,058 x 100 g = 4,58 g de H
54,50 % = 0,5450 x 100 g = 54.50 g O
Os átomos se combinam em uma base molar, não por massas, converte estas gramas de elementos em moles dos diferentes elementos.
40,95g C 1 mol C = 3,407 mol C
12,01 g C
4.58g H 1 mol H = 4,54 mol H
1,008 g H
54,5g O 1 mol O = 3,406 mol O
16,00 g O
Estes números indicam o número relativo de moles de cada um dos três elementos do composto. Agora podemos escrever uma fórmula baseada neles:
C3.407 H4.54O3.40
No entanto, átomos inteiros combinam moléculas de tofórmio, não átomos fracionários. Então, divida cada um desses fatores pelo menor fator, 3,406. Isto dá:
CH1.333O
Ainda há um subscrito fracionário. Encontre um fator, que irá converter 1,333 para um número awhole:
1,333 x 1 = 1,333
1,333 x 2 = 2,666
1,333 x 3 = 4,000
1,333 x 4 = 5.333
Agora multiplique todos os subscritos por este fator:
C3H4O3
Esta é chamada fórmula empírica, que diz os números relativos de cada tipo de átomo nesta molécula. Isto significa que a molécula poderia ser:
C3H4O3
C6H8O6
C9H12O9
em outras palavras, (C3H4O3)n
A massa empírica da fórmula (C3H4O3)é: 3(12.01 g/mol C)
+4(1.008 g/mol H)
+3(16.00 g/mol O)
88.06 g/mol
Isto significa que a massa molecular será algum múltiplo deste valor. Se nos for dito que a massa molecular é 176,12 g/mol, podemos determinar a fórmula molecular.
(C3H4O3)n =176,12 g/mol
(C3H4O3) = 88,06g/mol
(88,06)n = 176,12
n = 2
Então, a fórmula molecular seria C6H8O6.
O uso mais comum destes cálculos é para determinar a massa empírica de um composto novo ou desconhecido com base nos produtos produzidos pela queima do desconhecido (reação de combustão). Nesta reacção, toda a carbonina do composto é convertida em CO2, dióxido de carbono. Todo o hidrogénio do composto é convertido em H2O, água. As massas de CO2 e H2O são cuidadosamente medidas, e depois utilizadas para chegar a uma fórmula empírica.
11,5 g de um composto desconhecido é queimado, produzindo 22,0 g de CO2 e 13,5 g de H2O. O que é a fórmula empírica do composto?
Todo o carbono no CO2 veio da amostra. Então, primeiro calcule o número de moldes de carbono nos 22,0 g de CO2.
22,0 g de CO2 mol CO2 1 mol C = 0,500 mol C
44,01 g de CO2 1 mol CO2
Todo o hidrogênio na água caminha do desconhecido, então calcule o número de moldes de hidrogênio nos 13.5 g de H2O.
13,5 g H2O 1 mol H2O 2 mol H = 1,50 mol H
18,03 g H2O 1 mol H2O
Temos também de determinar se algum do oxigénio noCO2 e H2O provém do desconhecido, ou se foi o oxigénio ambiental utilizado na reacção de combustão. Para determinar isso, precisamos comparar a massa do desconhecido com a massa do hidrogênio e carbono que sabemos que veio do desconhecido.
massunknown = mass hydrogen +masscarbon + massoxygen
masshydrogen = 1.50 mol H 1.0079 g H = 1.51 g H
1 mol H
mascarboneto= 0,500 mol O 12,011 g C =6,00 g O
1 mol C
mascarboneto desconhecido = 11.5 g = 1,51 g + 6,00 g + massoxigénio
massoxigénio = 4,0 g
Então, 4,0 g do oxigénio deve ter vindo do desconhecido. Converter isto em moles deoxigénio
4,0 g O 1 molO = 0,25 moles O
15,9994 g O
Agora podemos determinar a forma empírica do desconhecido. Primeiro, substitua os números calculados de toupeiras pela fórmula: