Para entender a massa molecular, precisamos primeiro compreender seus pilares: a massa atômica e a unidade de massa atômica.
A massa atômica (MA) é a massa de um átomo. No entanto, medir a massa de um único átomo em gramas seria extremamente difícil devido à sua dimensão diminuta. Por isso, os cientistas criaram uma escala relativa para as massas atômicas.
Essa escala é baseada em um padrão internacional: a unidade de massa atômica (u). O átomo de carbono-12 (¹²C) foi escolhido como referência, e 1 u é definido como exatamente 1/12 da massa desse isótopo de carbono-12.
Assim, a massa atômica de um elemento indica quantas vezes, em média, um átomo desse elemento é mais pesado que 1/12 da massa do átomo de ¹²C.
Onde encontrar a Massa Atômica? As massas atômicas dos elementos são encontradas na Tabela Periódica. Geralmente, esses valores são números decimais, e há uma razão importante para isso:
Um dos pontos que mais geram dúvidas é por que as massas atômicas na tabela periódica são frequentemente números fracionários, como 35,45 u para o cloro ou 12,011 u para o carbono. A resposta está nos isótopos.
Isótopos são átomos do mesmo elemento químico que possuem o mesmo número de prótons (e, portanto, o mesmo número atômico), mas diferente número de nêutrons (e, consequentemente, diferente número de massa). Por exemplo, o carbono ocorre na natureza como uma mistura de átomos, sendo 98,90% de ¹²C e 1,10% de ¹³C.
Como os elementos naturais são, na maioria das vezes, uma mistura de diferentes isótopos, a massa atômica que vemos na tabela periódica é uma média ponderada das massas de todos os seus isótopos, levando em conta a abundância relativa de cada um na natureza. Essa é também chamada de massa atômica média ou massa química.
Fórmula para o cálculo da Massa Atômica Média: A massa atômica média (M) de um elemento é calculada pela soma dos produtos das massas de cada isótopo (Mi) pelas suas respectivas frações de abundância relativa (Xi):
$\overline{M} = \sum M_i X_i$
Exemplos de cálculo da Massa Atômica Média:
Carbono (C): Ocorre como 98,90% de ¹²C (massa = 12,000 u) e 1,10% de ¹³C (massa = 13,003 u). MA(C) = (12,000 u 0,9890) + (13,003 u 0,0110) = 11,868 u + 0,143033 u ≈ 12,011 u.
Cloro (Cl): Possui dois isótopos principais: ³⁵Cl (34,97 u, 75,77% de abundância) e ³⁷Cl (36,97 u, 24,23% de abundância). MA(Cl) = (34,97 u 0,7577) + (36,97 u 0,2423) = 26,490 u + 8,95 u ≈ 35,44 u.
Boro (B): De cada 5 átomos, 1 tem massa 10 u.m.a e 4 têm massa 11 u.m.a. Isso significa 20% de ¹⁰B e 80% de ¹¹B. MA(B) = (10 u 0,20) + (11 u 0,80) = 2 u + 8,8 u = 10,8 u.
Esses cálculos demonstram por que a massa atômica é fracionária: ela reflete a composição isotópica natural de um elemento.
A massa molecular é uma propriedade que mede a massa de uma única molécula de uma substância. Ela expressa quantas vezes a massa dessa molécula é maior que 1/12 da massa do isótopo carbono-12.
Formalmente, ela é também chamada de massa molecular relativa. O termo "peso molecular" (MW) também é utilizado, mas tem caído em desuso, uma vez que peso é uma força que varia com a gravidade, enquanto massa é uma medida de quantidade de matéria.
Unidade de Medida da Massa Molecular: Assim como a massa atômica, a massa molecular é expressa na unidade de massa atômica unificada (u.m.a ou simplesmente u). É importante notar que essa unidade não pertence ao Sistema Internacional de Unidades (SI). Uma unidade de massa atômica (1 u) é aproximadamente igual a 1,6605402 x 10⁻²⁷ kg.
Calcular a massa molecular é um processo direto que envolve a soma das massas atômicas de todos os átomos presentes na fórmula molecular da substância.
Siga os passos a seguir para calcular a massa molecular de qualquer composto:
Obtenha a Fórmula Molecular: Certifique-se de ter a fórmula química correta da substância.
Identifique os Elementos e Suas Quantidades: Observe quais elementos estão presentes na molécula e quantos átomos de cada um existem (indicados pelos índices na fórmula).
Consulte as Massas Atômicas: Encontre as massas atômicas de cada elemento na Tabela Periódica. Para a maioria dos exercícios e concursos, valores arredondados são frequentemente usados (ex: H=1 u, C=12 u, O=16 u, N=14 u, S=32 u).
Multiplique e Some:
Para cada elemento, multiplique sua massa atômica pelo número de vezes que ele se repete na molécula.
Some todos esses produtos para obter a massa molecular total da substância.
Adicione a Unidade: O resultado final deve ser expresso em unidades de massa atômica (u).
Casos Especiais: Parênteses e Coeficientes
Com parênteses: Se houver parênteses na fórmula, multiplique o índice fora do parêntese pelos índices de cada átomo dentro dele, antes de somar as massas.
Com coeficientes (na frente da fórmula): Coeficientes estequiométricos (números grandes na frente da fórmula) não alteram a massa molecular de uma molécula da substância. Eles indicam o número de moléculas ou mols, um conceito mais relacionado à massa molar e cálculos estequiométricos.
Exemplo: Na fórmula 2H₂O, a massa molecular da água (H₂O) continua sendo 18 u. O '2' significa que temos duas moléculas de água, não que a massa de uma molécula é duplicada.
Exemplos Detalhados de Cálculo de Massa Molecular:
Água (H₂O)
H = 1 u (aparece 2 vezes)
O = 16 u (aparece 1 vez)
MM(H₂O) = (2 × 1 u) + (1 × 16 u) = 2 u + 16 u = 18 u
Gás Carbônico (CO₂)
C = 12 u (aparece 1 vez)
O = 16 u (aparece 2 vezes)
MM(CO₂) = (1 × 12 u) + (2 × 16 u) = 12 u + 32 u = 44 u
Ácido Nítrico (HNO₃)
H = 1,01 u (aparece 1 vez)
N = 14 u (aparece 1 vez)
O = 16 u (aparece 3 vezes)
MM(HNO₃) = (1 × 1,01 u) + (1 × 14 u) + (3 × 16 u) = 1,01 u + 14 u + 48 u = 63,01 u
Glicose (C₆H₁₂O₆)
C = 12 u (aparece 6 vezes)
H = 1 u (aparece 12 vezes)
O = 16 u (aparece 6 vezes)
MM(C₆H₁₂O₆) = (6 × 12 u) + (12 × 1 u) + (6 × 16 u) = 72 u + 12 u + 96 u = 180 u
Sulfato de Alumínio (Al₂(SO₄)₃)
Primeiro, resolva o parêntese: (SO₄)₃ significa 3 átomos de S e 12 átomos de O.
Al = 27 u (aparece 2 vezes)
S = 32 u (aparece 3 vezes)
O = 16 u (aparece 3 × 4 = 12 vezes)
MM(Al₂(SO₄)₃) = (2 × 27 u) + (3 × 32 u) + (12 × 16 u) = 54 u + 96 u + 192 u = 342 u
Nota: O exemplo do Sulfato de Alumínio em uma das fontes inclui um coeficiente '2' na frente da fórmula (2 Al₂(SO₄)₃), resultando em 684,6 g. Isso não é a massa molecular de uma molécula, mas sim a massa de dois mols da substância (se a unidade fosse g/mol) ou duas vezes a massa molecular da substância. Para o cálculo da massa molecular, consideramos apenas a fórmula base Al₂(SO₄)₃.
Um dos conceitos mais confundidos na química é a diferença entre massa molecular e massa molar. Embora seus valores numéricos sejam idênticos, a unidade de medida e a escala em que são aplicadas são distintas, o que é frequentemente cobrado em provas.
Antes de abordarmos a massa molar, precisamos entender o mol. O mol é uma unidade do Sistema Internacional de Unidades (SI) que mede a quantidade de substância.
Foi proposto pela primeira vez em 1896 pelo químico Wilhem Ostwald.
Em 1811, Amedeo Avogadro sugeriu que a mesma quantidade de matérias diferentes apresentaria a mesma quantidade de moléculas, dando origem à Constante de Avogadro.
No século XX, determinou-se que um mol de qualquer substância contém exatamente 6,02214076 x 10²³ entidades elementares. Para simplificar, frequentemente usa-se 6,02 x 10²³.
Essas "entidades elementares" podem ser átomos, moléculas, íons, elétrons, prótons, nêutrons, ou até mesmo objetos macroscópicos como grãos de feijão, celulares ou reais, embora seja mais comumente usado para partículas microscópicas.
Em resumo:
1 mol de um elemento = 6,02 x 10²³ átomos desse elemento.
1 mol de uma substância poliatômica = 6,02 x 10²³ moléculas dessa substância.
A massa molar é a massa de um mol de entidades elementares (átomos, moléculas, íons, etc.) de uma substância.
É um conceito macroscópico, pois lida com uma quantidade substancial de partículas.
Sua unidade de medida é gramas por mol (g/mol) ou g.mol⁻¹.
A massa molar é numericamente igual à massa atômica (quando se refere a átomos) ou à massa molecular (quando se refere a moléculas).
Exemplo: A massa molecular da água (H₂O) é 18 u. A massa molar da água é 18 g/mol. Isso significa que 18 gramas de água contêm 6,02 x 10²³ moléculas de água.
Exemplo: A massa atômica do sódio é 22,99 u. A massa molar do sódio é 22,99 g/mol.
CaracterísticaMassa Molecular (MM)Massa Molar (MMol) | ||
Definição | Massa de uma única molécula. | Massa de um mol de entidades (6,02x10²³ partículas). |
Unidade | Unidade de massa atômica (u). | Gramas por mol (g/mol). |
Escala | Microscópica. | Macroscópica. |
Aplica-se a | Apenas moléculas. | Átomos, moléculas, íons, etc.. |
Valor Numérico | Numericamente igual à massa molar. | Numericamente igual à massa molecular. |
Pontos Chave para Concursos:
A principal diferença está na unidade e na escala.
Lembre-se: A massa molar é o que geralmente usamos em cálculos estequiométricos no laboratório, pois trabalhamos com gramas, uma quantidade mensurável.
Os valores da Tabela Periódica podem ser usados para calcular tanto a massa molecular (em u) quanto a massa molar (em g/mol).
Embora o cálculo teórico da massa molecular seja relativamente simples, a química moderna dispõe de técnicas analíticas poderosas para sua determinação experimental com alta precisão. A Espectrometria de Massas (EM) é uma das mais importantes.
A Espectrometria de Massas é uma técnica analítica que separa e mede a relação massa/carga (m/z) de íons produzidos em fase gasosa pela ionização de uma substância química.
A EM é uma ferramenta extremamente versátil e poderosa na química, com diversas aplicações e características notáveis:
Aplicações da EM:
Determinação de massa molecular com elevada exatidão: É capaz de medir a massa molecular com grande precisão, inclusive para biomoléculas e materiais poliméricos.
Identificação de substâncias: Permite identificar substâncias mesmo em misturas complexas.
Informação estrutural: Fornece detalhes sobre a conectividade dos átomos em uma molécula (informação termoquímica) a partir da análise de íons fragmentos.
Análise de padrões isotópicos: Permite analisar a composição isotópica de elementos e moléculas.
Características Importantes da EM:
Especificidade molecular incomparável: Habilidade de medir massas moleculares com exatidão.
Sensibilidade ultraelevada: Pode detectar substâncias em níveis de attomol (10⁻¹⁸) e zeptomol (10⁻²¹).
Versatilidade: Capaz de determinar estruturas da maioria das substâncias.
Universalidade: Aplicável a todos os elementos químicos.
Ampla aplicabilidade de amostras: Pode analisar amostras voláteis e não voláteis, polares ou não polares, em estado sólido, líquido ou gasoso.
Rápida: É uma técnica analítica ágil.
Pode ser combinada com métodos de separação de alta resolução (como HPLC ou GC) para analisar amostras complexas do "mundo real".
Um espectrômetro de massas é composto por várias partes essenciais que trabalham em conjunto sob alto vácuo:
Sistema de Entrada (Inlet): Introduz a amostra no aparelho (ex: HPLC, GC, injeção direta).
Fonte de Íons (Ion Source): Onde as moléculas da amostra são ionizadas (transformadas em íons, geralmente positivos). As técnicas mais comuns incluem:
Ionização por Elétrons (EI): Envolve a colisão da molécula (M) com elétrons de alta energia, formando um íon molecular (M⁺•) e fragmentos (A⁺ + B•). É uma técnica "dura" que promove extensa fragmentação, útil para informação estrutural. Uma maior energia de elétrons (e.g., 70 eV) causa maior fragmentação.
Ionização Química (CI): Uma técnica mais "suave" que produz menos fragmentação. A ionização ocorre por reações químicas com um gás reagente (ex: CH₄, isobutano, NH₃), frequentemente formando um íon protonado (MH⁺). Isso é vantajoso para determinar a massa molecular de compostos que fragmentam muito por EI.
Analisador de Massa (Mass Analyzer): Separa os íons com base em sua relação massa/carga (m/z). Existem vários tipos, como tempo de voo (TOF), quadrupolo, armadilha de íons, setor magnético, FTMS e Orbitrap.
Detector (Detector): Registra a abundância de cada íon separado.
Sistema de Dados (Data System): Processa e apresenta os resultados na forma de um espectro de massas.
Um espectro de massas é um gráfico que registra a abundância iônica em função da relação m/z.
Pico base: É o sinal do íon mais abundante no espectro, normalmente atribuído uma intensidade relativa de 100%.
Pico isotópico: Sinais devido a outros isótopos da mesma composição química. A análise desses picos é crucial para determinar a presença e abundância de isótopos específicos (ex: S₈ com ³²S e ³⁴S; complexos de Cr com ⁵⁰Cr, ⁵²Cr, ⁵³Cr, ⁵⁴Cr).
A massa molecular é geralmente determinada pelo pico do íon molecular (M⁺• ou MH⁺), que representa a molécula intacta ou protonada.
Exceção em Moléculas Maiores (Polímeros/Biomoléculas): Para moléculas muito grandes, como proteínas, não se usa a massa do isótopo mais comum para determinar a massa molecular. Em vez disso, usa-se a massa molecular média (considerando a contribuição de diferentes isótopos), pois a probabilidade de encontrar diferentes isótopos do mesmo átomo aumenta com o maior número de átomos na molécula. A Espectrometria de Massas é ideal para determinar a massa molecular com elevada exatidão, inclusive de biomoléculas e materiais poliméricos.
A massa molecular não é apenas um número; ela influencia diretamente as propriedades físicas e químicas das substâncias.
Nos polímeros, a massa molecular (ou massa molar) é um dos fatores mais importantes que influenciam suas propriedades (físicas, mecânicas, térmicas e elétricas).
Os polímeros não são homogêneos; eles contêm uma mistura de moléculas com massas variadas. Por isso, geralmente falamos de pesos moleculares médios e distribuição de massa molar (polidispersão) para polímeros.
O Grau de Polimerização (GP), que é o número de vezes que o mero (unidade que se repete) se repete na cadeia polimérica, está diretamente relacionado à massa molar: quanto maior o GP de um polímero, maior sua massa molar.
Uma relação frequentemente abordada em questões de química é a que existe entre massa molecular, forças intermoleculares e a temperatura de ebulição de uma substância.
Regra Geral: Em regra geral, conforme a massa molar (ou molecular) aumenta, há um aumento na temperatura de ebulição. Isso ocorre porque moléculas maiores geralmente têm mais elétrons, levando a forças de dispersão de London mais intensas, que exigem mais energia para serem superadas durante a ebulição.
A Grande Exceção: O Papel Crucial das Forças Intermoleculares! No entanto, essa regra geral aplica-se principalmente a compostos que possuem o mesmo tipo de força intermolecular. Quando diferentes tipos de forças intermoleculares estão presentes, a regra pode ser "quebrada", e este é um ponto muito cobrado em concursos!
As forças intermoleculares são as forças de atração que existem entre as moléculas de uma substância. As principais são:
Ligações de Hidrogênio (Pontes de Hidrogênio): São as mais fortes entre as forças intermoleculares (perdendo apenas para interações íon-dipolo). Ocorrem quando um hidrogênio está ligado a um átomo muito eletronegativo como Flúor (F), Oxigênio (O) ou Nitrogênio (N) – o famoso "FON".
Interações Dipolo-Dipolo: Ocorrem entre moléculas polares.
Forças de Dispersão de London (ou Forças de Van der Waals): São as mais fracas, presentes em todas as moléculas, mas as únicas em moléculas apolares.
Exemplo Clássico (e exceção importante): A Água (H₂O) Observe a série de hidretos do Grupo 16 da Tabela Periódica: H₂O, H₂S, H₂Se, H₂Te.
As massas moleculares aumentam na ordem: H₂O (18 u) < H₂S (34 u) < H₂Se (81 u) < H₂Te (130 u).
Seguindo a regra geral, o H₂O deveria ter o menor ponto de ebulição.
Contrário ao esperado, a água (H₂O) possui a MAIOR temperatura de ebulição nesta série!
Isso acontece porque, enquanto H₂S, H₂Se e H₂Te possuem principalmente forças dipolo-dipolo e de London, a água (H₂O) é a única que forma ligações de hidrogênio (H ligado a O).
As ligações de hidrogênio da água são tão fortes que exigem muito mais energia para serem rompidas, resultando em um ponto de ebulição significativamente mais alto, apesar de sua menor massa molecular.
Portanto, ao analisar a temperatura de ebulição, é essencial considerar o tipo e a intensidade das forças intermoleculares antes de aplicar a regra geral da massa molecular. Em muitos casos, a presença de ligações de hidrogênio ou outras forças fortes pode anular o efeito da massa molecular.
Para solidificar seu entendimento e sanar as dúvidas mais comuns, compilamos uma seção de perguntas e respostas:
P1: Qual a diferença entre massa atômica e massa molecular?
R: A massa atômica (MA) refere-se à massa de um átomo de um elemento, enquanto a massa molecular (MM) refere-se à massa de uma molécula de uma substância (que é composta por dois ou mais átomos). Ambas são expressas em unidades de massa atômica (u).
P2: Qual a diferença entre massa molecular e massa molar?
R: A massa molecular (MM) é a massa de uma única molécula (escala microscópica), expressa em unidades de massa atômica (u). A massa molar (MMol) é a massa de um mol (6,02 x 10²³ entidades) de uma substância (escala macroscópica), expressa em gramas por mol (g/mol). Embora os valores numéricos sejam os mesmos, as unidades e as escalas de aplicação são diferentes.
P3: O que significa a unidade "u" na massa molecular?
R: "u" significa unidade de massa atômica unificada. É uma unidade de medida relativa, definida como 1/12 da massa do isótopo carbono-12 (¹²C). Indica quantas vezes a massa de uma molécula é maior que esse padrão.
P4: Por que a massa atômica na tabela periódica é fracionária?
R: Porque a maioria dos elementos naturais é uma mistura de isótopos, que são átomos do mesmo elemento com massas diferentes. A massa atômica listada na tabela é uma média ponderada das massas desses isótopos, levando em conta a abundância relativa de cada um na natureza.
P5: A massa molecular afeta o ponto de ebulição?
R: Sim, geralmente moléculas com maior massa molecular tendem a ter pontos de ebulição mais altos, se o tipo de força intermolecular for o mesmo. No entanto, as forças intermoleculares são o fator mais determinante. Moléculas com ligações de hidrogênio, por exemplo, podem ter pontos de ebulição muito mais elevados do que moléculas com massa molecular maior, mas com forças intermoleculares mais fracas.
P6: Como a espectrometria de massas determina a massa molecular?
R: A espectrometria de massas ioniza as moléculas da amostra e as separa com base na sua relação massa/carga (m/z). O equipamento detecta e registra a abundância de cada íon, gerando um espectro. O íon molecular (M⁺• ou MH⁺), que representa a molécula intacta ou protonada, tem uma relação m/z que corresponde à massa molecular da substância, com alta exatidão.
Vamos praticar com alguns exercícios para consolidar o aprendizado, priorizando tipos de questões frequentemente encontrados em exames.
Dados gerais para os exercícios, se não especificado: H=1 u; C=12 u; O=16 u; N=14 u; S=32 u; Al=27 u; P=31 u; Ca=40 u; Fe=56 u; Mg=24 u; Cl=35,5 u.
Exercício 1: Cálculo Básico de Massa Molecular Assinale a alternativa que indica, respectivamente, as massas moleculares corretas das seguintes substâncias: H₂SO₄, H₄P₂O₇, Al₂(SO₄)₃, Ca₃[Fe(CN)₆]₂. (Dados: Massas atômicas: H = 1; C = 12; N = 14; O = 16, Al = 27, P = 31; S = 32; Ca = 40 e Fe = 56).
a) 98 u, 178 u, 107 u, 272 u. b) 98 u, 178 u, 342 u, 544 u. c) 98 u, 178 u, 134 u, 696 u. d) 98 u, 178 u, 342 u, 356 u. e) 98 u, 178 u, 310 u, 308 u.
Resolução:
H₂SO₄:
H: 2 × 1 = 2 u
S: 1 × 32 = 32 u
O: 4 × 16 = 64 u
MM = 2 + 32 + 64 = 98 u
H₄P₂O₇:
H: 4 × 1 = 4 u
P: 2 × 31 = 62 u
O: 7 × 16 = 112 u
MM = 4 + 62 + 112 = 178 u
Al₂(SO₄)₃: (lembre-se de multiplicar o 3 pelos átomos dentro do parêntese)
Al: 2 × 27 = 54 u
S: 3 × 32 = 96 u
O: 3 × 4 × 16 = 12 × 16 = 192 u
MM = 54 + 96 + 192 = 342 u
Ca₃[Fe(CN)₆]₂: (resolva o colchete primeiro, depois multiplique pelo 2)
Ca: 3 × 40 = 120 u
[Fe(CN)₆]₂: (Fe: 1 × 56 = 56 u; C: 6 × 12 = 72 u; N: 6 × 14 = 84 u) → (56 + 72 + 84) × 2 = 212 × 2 = 424 u
MM = 120 + 424 = 544 u
A alternativa correta é a b) 98 u, 178 u, 342 u, 544 u.
Exercício 2: Comparação de Massa Molecular Quantas vezes a massa da molécula de glicose (C₆H₁₂O₆) é maior que a da molécula de água (H₂O)? (Dados: massas atômicas: H = 1; O = 16, C = 12).
Resolução:
Calcule a MM da glicose (C₆H₁₂O₆):
C: 6 × 12 = 72 u
H: 12 × 1 = 12 u
O: 6 × 16 = 96 u
MM(C₆H₁₂O₆) = 72 + 12 + 96 = 180 u
Calcule a MM da água (H₂O):
H: 2 × 1 = 2 u
O: 1 × 16 = 16 u
MM(H₂O) = 2 + 16 = 18 u
Divida a MM da glicose pela MM da água:
180 u / 18 u = 10
A massa da molécula de glicose é 10 vezes maior que a da molécula de água. A alternativa correta é a e) 10.
Exercício 3: Conceitos Verdadeiros/Falsos Considere as seguintes afirmações: I – A massa molecular é a massa da molécula expressa em u. II – A massa molecular é numericamente igual à soma das massas atômicas de todos os átomos da molécula. III – A massa molecular indica quantas vezes a molécula pesa mais que 1/12 do átomo de ¹²C. São verdadeiras: a) Todas. b) Nenhuma. c) Somente I e II. d) Somente I e III. e) Somente II e III.
Resolução:
I – Verdadeira: A massa molecular é, por definição, a massa de uma molécula expressa em unidades de massa atômica (u).
II – Verdadeira: O cálculo da massa molecular é feito somando-se as massas atômicas de todos os átomos constituintes da molécula.
III – Verdadeira: A unidade "u" é definida como 1/12 da massa do átomo de ¹²C. Portanto, a massa molecular indica quantas vezes a molécula é mais pesada que esse padrão.
Todas as afirmações estão corretas. A alternativa correta é a a) Todas.
Exercício 4: Cálculo da Quantidade de Moléculas (Relembrando Constante de Avogadro) Um recipiente contém 114 g de uma substância cujo hidrocarboneto tem fórmula geral [CXHY]. Sabendo que esta substância tem massa molar de 114 g/mol, quantas moléculas da substância estão presentes no recipiente?
Resolução:
Relacione massa com mol: Sabemos que a massa molar da substância é 114 g/mol. Isso significa que 1 mol da substância pesa 114 gramas.
Determine o número de mols: Como o recipiente contém 114 g da substância e 1 mol pesa 114 g, então temos: Número de mols = Massa total / Massa molar = 114 g / 114 g/mol = 1 mol
Use a Constante de Avogadro: Um mol de qualquer substância contém 6,02 x 10²³ entidades (moléculas, neste caso).
Portanto, no recipiente, estão presentes 6,02 x 10²³ moléculas da substância.
Exercício 5: Água de Cristalização Um sal higroscópico tem uma massa molecular de 280 u e contém 25,8% de água de cristalização. Qual o número de moléculas de água de cristalização que existe em cada molécula do sal higroscópico? (Dados: H = 1; O = 16).
Resolução:
Calcule a massa da água no sal:
Massa total do sal = 280 u
Porcentagem de água = 25,8%
Massa de água = 280 u × 0,258 = 72,24 u (aproximadamente 72 u)
Calcule a massa molecular de uma molécula de água (H₂O):
H: 2 × 1 = 2 u
O: 1 × 16 = 16 u
MM(H₂O) = 2 + 16 = 18 u
Determine o número de moléculas de água:
Número de moléculas de água = Massa de água no sal / MM(H₂O)
Número de moléculas de água = 72 u / 18 u = 4 moléculas de água
Em cada molécula do sal higroscópico, existem 4 moléculas de água de cristalização.
A compreensão da massa molecular é um pilar essencial na jornada de qualquer estudante de química. Desde os cálculos mais básicos até as aplicações em técnicas avançadas como a Espectrometria de Massas e a análise de propriedades de materiais, como polímeros e pontos de ebulição, a massa molecular permeia diversas áreas da química.
Esperamos que este guia completo tenha não apenas esclarecido suas dúvidas, mas também despertado sua paixão pela química, fornecendo as ferramentas necessárias para que você domine este conteúdo e se destaque em seus estudos e concursos. Lembre-se de que a prática leva à perfeição, então continue exercitando e explorando o fascinante mundo das moléculas!
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