Aula 1 - Atomos e Mol (2)

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Bases Analíticas do Laboratório Clínico - Biomedicina / UNIP / Profa. Aurea 
Aula 1 – Átomos e Mol 
Matéria  formada por átomos 
Propriedades da matéria  identificação das substâncias. Ex.: cor, pontos de fusão e ebulição, 
densidade (propriedades físicas – podem ser medidas sem alterar a estrutura química da 
amostra). Já as propriedades químicas estão ligadas às modificações sofridas pela amostra. 
Substâncias químicas  uma substância é uma porção de matéria que tem propriedades bem 
definidas e que lhe são características. 
Átomos  do grego: átomo (= indivisível). 
 Todas as substâncias são formadas por átomos. 
 Átomos de mesmo elemento químico são iguais em suas características. 
 Nas reações químicas os átomos se recombinam. 
Símbolos dos elementos químicos: ex.: (Alumínio – Al) ; (Bromo – Br); (Fósforo – P). 
Moléculas  são formadas por dois ou mais átomos. 
Fórmulas que representam substâncias: ex.: (H2O – água); (O2 – gás oxigênio); (C6H12O2 – glicose). 
Equação Química  representa uma reação química. 
 Ex.: N2 + 3 H2  2 NH3 (Observar equação balanceada) 
Balanceamento de equações químicas: aN2 + bO2  cNO sendo 1N2 + 1O2  2NO 
 a, b, c são coeficientes estequiométricos. 
Reação química é uma transformação em que novas substâncias (produtos) são formadas a partir 
de outras (reagentes). 
Átomos  modelo planetário 
 Partícula Massa relativa Carga elétrica 
 nêutron 1 0 
 próton 1 +1 
 elétron 1/1836 -1 
 
2 
 
 
Exemplos: 
 
  cloro {
 
 
 
 
 
→ 
  cloro {
 
 
 
 
 
  sódio {
 
 
 
 
 
→ 
  sódio {
 
 
 
 
 
Número Atômico, Número de Massa e Massa Atômica. 
Número Atômico (Z)  é o número de prótons presentes no núcleo de um átomo. 
Número de Massa (A)  é a soma do no de prótons (Z) e de nêutrons (N) presentes no núcleo de 
um átomo. 
A = Z + N 
Ex.: 
  carbono {
 
 
 
 ; 
  sódio {
 
 
 
 
OBS.: 
• Durante as transformações químicas, o núcleo dos átomos não se altera. 
• No de prótons não se modifica durante as reações químicas. 
• Elemento químico é o conjunto de átomos que possuem o mesmo no de prótons, isto é, 
mesmo no atômico. 
Massa Atômica (u)  é a massa de um átomo expressa em unidade de massa atômica (u). 
• Massa do próton = 1,0072 u 
• Massa do nêutron = 1,0086 u 
• Massa do elétron = 0,0005 u 
Ex.: 
  {
 
 
 
Tabela Periódica 
Obs: perda de massa convertida em 
energia de ligação do núcleo. 
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Unidade de Massa Atômica (u) 
Espectrômetro de massa  compara massa de átomos com uma unidade de referência. 
 Por conveniência: 1u = 
 
 
 da massa do isótopo 12C. 
Isótopos: dois ou mais átomos que possuem mesmo no atômico (Z) e diferentes nos de massa (A). 
Exemplos: 
 
 hidrogênio leve ou prótio – 1P e nenhum nêutron (99% abundância) 
 
 hidrogênio pesado ou deutério – 1P e 1N (0,01%) 
 
 trítio ou tritério – 1P e 2N (traços) 
Obs.: a maioria dos elementos químicos é constituída por 2 ou + isótopos presentes na natureza. 
Massa atômica de um elemento e massa molecular - exemplos 
Massa atômica: 10B e 11B  massa atômica média = 10,8 u (ver tabela periódica) 
 (20% e 80% de abundância, respectivamente) 
Massa molecular: H2O (água)  2 átomos H (1u cada) + 1 átomo O (16u) = 2x1 + 16 = 18u 
 NaCl (cloreto de sódio)  Na (23 u) + Cl (35,5u) = 23 + 35,5 = 58,5u 
 
Massa de Íons: {
 
 
 Massa do elétron é desprezível perante do átomo 
 
Obs.: não confundir massa atômica 
com número de massa (A). 
 discreto 
mesmo n
o
 de prótons 
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Exercício: Calcule a massa molecular de: a) H3PO4 (ácido fosfórico); b) C12H22O11 (sacarose); 
c) CO2 (gás carbônico). Resposta: a) 98u; b) 342u; c) 44u. 
Quantidade de matéria (n) e a Constante de Avogadro 
Representação  n 
Grandeza  quantidade de matéria 
Unidade e símbolo  mol 
 
1 mol = 6,02  1023 (átomos, moléculas, íons, unidades, ...). Em latim, mol = monte. 
 
A Constante de Avogadro (NA) é uma constante com unidade e não um número puro. 
 
NA = 6,02214  10
23
 mol
-1
 
 
Assim, um mol de entidades corresponde a um número de entidades igual à Constante de 
Avogadro: 
1 mol (qualquer átomo) = 6,02  1023 átomos. 
1 mol (molécula) = 6,02  1023 moléculas. 
1 mol (íons) = 6,02  1023 íons. 
1 mol (qualquer coisa) = 6,02  1023 unidades dessa coisa. 
 
 como relacionar micro com macro? 
Unidade de massa (u) com unidade de massa (g)? 
1 g = 6,02  1023 u 
 
 Para se conhecer a quantidade em grama de 1 mol de qualquer entidade (átomo, 
molécula,...) basta saber sua massa atômica u. 
 
Representar átomos não individualmente, 
mas como “pacotes” contendo determinado 
número de átomos. 
Átomos são pequenos demais 
para serem vistos e manipulados. 
Conhecida a sua massa é possível 
avaliar a quantidade de átomos 
que há numa amostra de massa 
conhecida. 
 
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 Se, partindo da massa de um átomo, uma molécula ou um íon expressa em unidades de 
massa atômica, substituirmos u por g, mantendo o mesmo número, passaremos a ter não 
mais a massa de um só átomo, molécula ou íon, mas sim de 6 . 10
23
 átomos, moléculas ou 
íons. 
 
 
 
 
 
Exemplo: Quantos gramas são necessários para obter 1 mol de NaCl (cloreto de sódio)? 
 Da tabela temos: Na = 23u; Cl = 35,5u  NaCl = 23 + 35,5 = 58,5 u 
 Assim, 1 mol de molécula de NaCl contém 58,5 gramas 
 Pois, 1g = 6 x 1023u 
 1 x 58,5 g = 58,5 x 6 x 1023u ou 58,5 g = 6 x 1023 x 58,5 u 
 58,5 g = 1 mol de NaCl 
Exercícios: 
1) Calcule a quantidade em grama de 1 mol de: a) Ca (cálcio); b) H3PO4 (ácido fosfórico). Resp.: a) 
40g ; b) 98g 
 
2) Imagine que um gole de água contenha 36g de água. Quantas moléculas são engolidas em 
um único gole? Resp.: 2 mols ou 12.1023 moléculas. 
 
 
3) Qual amostra possui maior quantidade e matéria (n)? Resp.: a amostra “c” 
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a) 7,2g de água (H2O); 
 
b) 342.10-3g de sacarose (C12H22O11); 
 
c) 4,4.104g de gás carbônico (CO2) 
 
Massa Molar (MM) 
Para qualquer amostra de substância, sua massa (m) é diretamente proporcional a sua 
quantidade de matéria (n), isto é: 
 ou 
 
 
 
Exemplo: Massa molecular (CO2): 44 u, para n = 1 mol tem-se m = 44 g 
 
Logo: 
 
 
 
 
 
  
 
Outros exemplos: 
 
 
 
 
EXERCÍCIOS 
1. Mol é uma quantidade, assim como a dúzia. Uma dúzia de bananas corresponde a 12 bananas. 
Quantas batatinhas tem 1 mol de batatinhas? Quantos átomos têm em um mol de átomos? 
Quantas moléculas tem 1 mol de moléculas? 
2. Você sabia que um mol de confeitos de chocolate cobriria todo território brasileiro em uma 
pilha uniforme de mais de 60 m de altura? Quantos confeitos de chocolate têm em um mol de 
confeitos? 
3. Calcule a quantidade de matéria, em mol, e o número de moléculas presentes em 30 g de 
água. R: 1,66 mol de H20 e 10,0x10
23 moléculas. 
4. Um químico possui uma amostra de cobre. Qual é a massa, em gramas, dessa amostra, 
sabendo-se que ela é constituída por 3,01 x 1023 átomos? (Massa atômica: Cu = 64). R: 32g 
5. Para atrair machos para acasalamento, muitas espécies fêmeas de insetos secretam 
compostos químicos chamados feromônios. Aproximadamente 10-12g de tal composto de 
fórmula C19H38O devem estar presentes para que seja eficaz. Quantas moléculas isso 
representa? (Massas molares: C= 12g/mol; H= 1g/mol; O= 16g/mol). R: 2 x 109 moléculas 
6. Linus Pauling, Prêmio Nobel de Química e da Paz,faleceu aos 93 anos. Era um ferrenho 
defensor das propriedades terapêuticas da vitamina C. Ingeria diariamente cerca de 2,1 . 10-2 
mol dessa vitamina. (Dose diária recomendada de vitamina C (C6H8O6) = 62mg.) Quantas vezes, 
aproximadamente, a dose ingerida por Pauling é maior que a recomendada? (Dados: H = 1, C = 
12, O= 16). R: 60