Princípio de Avogadro, conceito de molécula; massa molar, volume molar dos gases

Princípio de Avogadro, conceito de molécula; massa molar, volume molar dos gases

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Princípio de Avogadro

Lei de Avogadro

Amedeo Avogadro propôs, em 1811, uma lei relacionada ao volume molar de gases.

Volumes iguais, de quaisquer gases, nas mesmas condições de pressão e temperatura, apresentam a mesma quantidade de substâncias em mol (moléculas). 

Volumes iguais de dois gases, nas mesmas condições de temperatura e pressão, possuem o mesmo número de moléculas. Essa lei que foi a origem do conceito de molécula está implícita no conceito de volume molar (a CNTP), pois 22,4 litros de qualquer gás possuem 6,02 x 1023moléculas.

Fórmula empírica (ou mínima)

Uma fórmula empírica conta as relações relativas de átomos diferentes em um composto (proporção). Assim, H2O é composto de dois átomos de hidrogênio e 1 átomo de oxigênio. Igualmente, 1.0 mol de H2O é composto de 2.0 mols de hidrogênio e 1.0 mol de oxigênio. Se sabemos as quantias molares de cada elemento em um composto, então podemos determinar a fórmula empírica.

Ex: o mercúrio forma um composto com o cloro que é 73,9% de mercúrio e 26,1% de cloro em massa. Qual é a fórmula empírica?

Digamos que temos uma amostra de 100 gramas deste composto. Então, a amostra contém 73,9 gramas de mercúrio e 26,1 gramas de cloro. Quantos moles de cada átomo representam as massas individuais?

Para o Mercúrio:(73,9 g) x (1 mol/200,59 g) = 0,368 mol

Para o Cloro:(26,1 g) x (1 mol/35,45 g) = 0,736 mol

Qual é a relação molar entre os dois elementos?

(0,736 mol Cl/0,368 mol Hg) = 2,0

Assim, nós temos duas vezes mais moles (isto é, átomos) de Cl que de Hg. A fórmula empírica seria assim (lembre-se de colocar o cátion primeiro e o ânion por último): HgCl2 .

Mais um conceito de Avogrado:

Amedeo Avogadro  (1776 – 1856) foi um importante químico e físico italiano. Nasceu em Turim, a 9 de agosto de 1776, e aí faleceu a 9 de julho de 1856. Formou-se em ciências jurídicas, mas apesar de haver praticado a advocacia por alguns anos, Avogadro era bastante interessado pela ciências, especialmente a Química.

A importância dos trabalhos de Avogadro no ramo científico ficou manifestada na Lei de Avogadro, que tratava da quantidade de matéria em gases a diferentes temperaturas. Seria uma forma de expressar uma lei de conservação.

A lei de Avogadro elaborada em 1811 dizia que:

“…dois recipientes, de mesmo volume, contendo gases diferentes, à mesma  temperatura e pressão, deveriam conter o mesmo número de moléculas…”

Mais tarde, Jean Baptiste Perrin, um professor de Físico-química conseguiu determinar o número de Avogadro. Ele conseguiu um valor entre 6,5×1023 e 7,2×1023 moléculas. Isto levou-o ao prêmio Nobel em 1926.

Mais tarde, o número de Avogadro  foi determinado com mais precisão, chegando ao valor aceito hoje, que é de 6,022×1023moléculas.

O volume de 22,4 litros, aproximadamente, contém 6,022×1023 moléculas de qualquer gás. Isto porque o espaço vazio entre as moléculas é muito maior que o tamanho das respectivas moléculas. Logo, uma variação no tamanho das moléculas acarretará uma variação desprezível no volume do gás, à uma temperatura ambiente, em torno de 300K e pressão de 1atm, que corresponde a 1,01×105Pa. Ou seja, o volume ocupado por qualquer gás nestas condições é aproximadamente igual:

conceito de molécula

Uma molécula é a partícula mais pequena que apresenta todas as propriedades físicas e químicas de uma substância. As moléculas são formadas por dois ou mais átomos. Os átomos que constituem as moléculas podem ser do mesmo tipo (por exemplo, a molécula de oxigênio tem dois átomos de oxigênio) ou de tipo diferente (a molécula de água, por sua vez, tem dois átomos de hidrogênio e um de oxigênio).

As moléculas encontram-se em constante movimento, fenômeno que se conhece como vibrações moleculares (que podem ser de tensão ou de flexão). Os seus átomos mantêm-se unidos pelo facto de partilharem ou trocarem electrões.

Convém destacar que as moléculas podem ser neutras ou apresentar carga eléctrica. Neste último caso, dá-se-lhes o nome de ião-molécula ou ião poliatômico.

A química orgânica é um ramo da química que se ocupa de analisar as moléculas que contenham carbono e que formam ligações covalentes carbono-carbono ou carbono-hidrogênio, que também se denominam compostos orgânicos.

A química inorgânica, em contrapartida, dedica-se ao estudo da formação, composição, estrutura e reações dos compostos e elementos inorgânicos. Também existe a química organometálica, que se centra nos compostos químicos que têm uma ligação entre um átomo de carbono e um átomo metálico.

A bioquímica (ou química biológica), por sua vez, estuda os seres vivos a nível molecular. Desta forma, analisa as moléculas ao nível das células e dos tecidos e que permitem reações químicas como a fotossíntese e a digestão, entre outras.
Massa molar:

massa molar é a massa em gramas de um mol de entidades elementares – átomos, moléculas, íons, elétrons, outras partículas ou outros grupos específicos de tais partículas. É representada pela letra “M” e expressa na unidade g/mol.

Relação entre massas atômica e molar

massa molar de um elemento químico ou de uma substância é numericamente igual à massa atômica desse elemento ou do total das massas atômicas componentes da substância em unidades de massa atômica. Desta forma, conhecendo-se a massa atômica de um elemento (expressa em unidades de massa atômica, u.m.a.) ou dos elementos constituintes da substância, sabe-se também a sua massa molar – expressa em g/mol.1

Ex.: a massa atômica total da substância água, H2O = 18 u.m.a., logo M = 18 g/mol – massa de 6,02 x 1023 moléculas de água, do total de seus átomos.

Raramente as molares são listadas em tabelas, pois podem ser calculadas a partir das massas atômicas padrões, frequentemente listadas em catálogos químicos, tabelas periódicas ou em MSDS (Fichas de Segurança de Material). As massas molares normalmente variam entre:

1–238 g/mol para átomos de elementos que ocorrem naturalmente;
10–1000 g/mol para compostos químicos simples;
1000–5,000,000 g/mol para polímeros, proteínas, fragmentos de DNA, etc.
Volume molar dos gases
Volume molar de um gás

CNTP: temperatura = 0 °C e pressão =1atm.

É o volume ocupado pelo mol de moléculas de um gás qualquer nessas condições. Verifica-se, experimentalmente, que seu valor é praticamente o mesmo para qualquer gás, e situa-se em torno de 22,4 litros.

Essa constância no volume molar de um gás explica-se pelo fato de os tamanhos das moléculas gasosas serem desprezíveis quando comparados com o espaço vazio que há entre elas. Assim, se um balão de gás for enchido com 2g de gás hidrogênio (massa de 1mol de moléculas H2) e submetido à pressão externa de 1 atm e à temperatura de 0°C, ele adquirirá o volume de 22,432 litros. Substituindo o gás hidrogênio por 28g de gás nitrogênio(massa de 1mol de moléculas N2),o volume será de 22,403 litros, e assim por diante.

Logo: 1mol de gás 6,02 x 1023 moléculas 22,4 litros (CNTP)

Mais uma outra postagem para reforçar o assunto:

Conceito de volume molar de gases: volume ocupado por um mol de qualquer gás, a uma determinada pressão e temperatura.

Volume molar = 22,4 L/mol

Onde a relação entre o volume e o número de mol é constante:

V = K                * 22,4 litros de qualquer gás possuem 6,02 x 1023 moléculas.

Esse valor é resultado de experimentos feitos em Condições Normais de Temperatura e Pressão (CNTP) – 1 atm e 0 °C.

O volume 22,4 litros é praticamente o mesmo para qualquer gás, isso se explica pelo fato de que o tamanho de uma molécula gasosa é desprezível se comparado com o espaço vazio que há entre elas.

Exemplo prático:

Se enchermos um balão com 28g de gás nitrogênio (massa de 1 mol de moléculas N2),o volume será de 22,403 litros (pressão externa de 1 atm e à temperatura de 0°C). Substituindo o gás N2 por 2 gramas de gás hidrogênio (massa de 1 mol de moléculas H2) e nas mesmas condições de temperatura e pressão (1 atm – 0°C), o balão adquire o volume de 22,432 litros, ou seja, o volume não altera em praticamente nada.

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