RESUMO DA AULA DO 2º ANO

MASSAS

UNIDADE DE MEDIDA

Unidade de medida de uma grandeza é a quantidade-padrão dessa grandeza, estabelecida arbitrariamente, mas de forma conveniente.

MASSA ATÔMICA

Para medir as massas de átomos parece ser lógico que devamos escolher a massa de um átomo como padrão. E isso foi feito. Escolheu-se, inicialmente, o átomo mais leve que existe, o hidrogênio, e à sua massa deu-se o nome de unidade de medida de massa de átomo. O símbolo dessa unidade era u.m.a.
Então: 1 u.m.a. = mH = massa de 1 átomo de hidrogênio.
Dizer que a massa atômica do cálcio era 40 u.m.a. significava que a massa de 1 átomo de cálcio e 40 vezes a de 1 átomo de H.
A determinação das massas atômicas era feita por métodos físicos, mas principalmente com o auxílio de reações químicas. Mas o hidrogênio não reagia com muitos elementos químicos.
Como o oxigênio reage com a maior parte dos elementos químicos, optou-se pela mudança referencial, adotando-se então o átomo de oxigênio como padrão, ao qual se atribuiu a massa atômica 16.
1 u.m.a. = (1/16).mO
Dizer que a massa atômica do cálcio era 40 u.m.a. significava que a massa de 1 átomo de cálcio é 40 vezes 1/16 da massa de 1 átomo de O.
Com a descoberta dos isótopos, essa teoria foi derrubada.
Em 1961 optou-se pela mudança do referencial, adotando-se então o isótopo 12 do carbono, ao qual se atribuiu a massa atômica 12. Essa resolução unificou as escalas, e a unidade passou a ser denominada unidade específica de massa atômica, adotando-se como símbolo u.
1 u = (1/12). mC12
Massa Atômica: é a massa do átomo, que indica quantas vezes o átomo é mais pesado que 1/12 do átomo do carbono-12, medida em unidade de massa atômica (u).

MASSA MOLECULAR

É a massa da molécula, que indica quantas vezes a moléculas é mais pesada que 1/12 do átomo de carbono-12, medidas em unidade de massa atômica (u).
Como a massa de uma molécula é igual à soma das massas dos átomos que a constituem, a massa molecular é, também, igual à soma das massas atômicas de todos os átomos que formam a molécula.
Exemplos:
H2O = 2.1 + 1.16 = 18u
SO3 = 1.32 + 3.16 = 80u
Na2CO3 = 2.23 + 1.12 + 3.16 = 106u
Ca(OH)2 = 1.40 + 2.16 + 2.1 = 74u

EXERCÍCIOS

1) Calcular as massas moleculares das seguintes substâncias:
C12H22O11 – sacarose. (342 g)
C2H4O2 – ácido acético (60 g)
HNO3 – ácido nítrico (63 g)
H2SO4 – ácido sulfúrico (98 g)
Ca3(PO4)2 – fosfato de cálcio (310 g)
Fe2(SO4)3 – sulfato férrico (399,6 g)
Fe2P2O7 – pirofosfato ferroso (285,6 g)
NH4OH – hidróxido de amônio (35 g)
Al2(SO4)3 – sulfato de alumínio (342 g)
Zn(OH)2 – hidróxido de zinco (99,4 g)