Relações Numéricas

Os átomos são partículas infinitesimais. Não se tem como não se tem como não se tem como não é possível isola-los numa balança para se conhecer o seu peso.
Vários cientistas em 1962, num Congresso Internacional, decidiram que o átomo de referência ou padrão a ser utilizado para medir o peso de outros átomos seria o isótopo do carbono-12 ou ¹²C.

Estabeleceram a unidade de massa atômica [(u) ou (u.m.a.)] como unidade de medida padrão para medir a massa de átomos.
Essa unidade corresponde a 1/12 da massa do átomo de carbono-12.
Ex: Um saco de 10 Kg de açúcar, quer dizer que o seu peso é 10 vezes maior que a unidade padrão de 1 Kg.

As relações numéricas de massa, mol, constante de Avogrado e volume molar estão resumidamente apresentadas na tabela abaixo:

Massa atômica de um átomo	Expressa quantas vezes a massa de um átomo é maior que 1/12 da massa do carbono-12. Ex: 35Cl é 35 vezes maior que 1/12 12C
Massa atômica de um elemento ou Número de massa (A)	Corresponde a uma quantidade de partículas, obtida através da média ponderada dos isótopos dos átomos
Massa molecular	Expressa quantas vezes a massa de uma molécula é maior que 1/12 da massa do carbono-12. Ex: H2O = 18 u.m.a
Massa molar	Quantidade de átomos de uma molécula. n = massa/massa molecular n = m/ MM dado em g/Mol
Constante de Avogrado	1 átm.g de H2 = 6,02x1023 1 mol.g de H2 = 6,02x1023
Volume molar	Volume ocupado por um mol de qualquer gás nas CNTP (0°C e 1atm) é igual a 22,4 L.

Conceitos

Massa Atômica de um Átomo: É dada pela comparação da massa de um determinado átomo com 1/12 da massa do carbono-12 (

que foi escolhido em 1962 como elemento padrão de massa atômica e é usado atualmente em todos os países.

Massa Atômica de um Elemento:

Um elemento químico é um conjunto de átomos de mesmo número atômico, ou seja, um conjunto de isótopos. Isso faz com que o conjunto de prótons desses átomos seja o mesmo, porém, o número de nêutrons pode variar, o que provoca número de massas diferentes. Assim sendo podemos definir como sendo a média ponderada das massas atômicas dos isótopos naturais desse elemnto. A quantidade de massa é representada pela unidade de massa atômica ou u.m.a.

Ex: O elemento boro (B) ocorre sob duas formas isotópicas na natureza:

₅B¹¹ - 82% e ₅B¹⁰ - 18%.

Qual a massa atômica deste elemento? [11x82 + 10x18]/100 = 10,82 u.m.a

Massa Molecular: É o número de vezes que a massa de uma molécula é maior que 1/12 do carbono-12. A molécula é um conjunto de átomos.

É dada em unidade de massa atômica (u.m.a.).
Ex: massa molecular da H2O = 2x1 + 1x16 = 18 u.m.a.
Massa molecular do NaCl = 1x23 + 1x35,5 = 58,5 u.n.a.

Massa de um íon: Corresponde a massa atômica do átomo ou a soma das massas atômicas dos átomos que constituem o íon, uma vez que os elétrons possuem massas desprezíveis.

Massa Molar: A massa molar é a massa expressa em gramas, de um mol (quantidade de matéria de um sistema que contém tantas entiodades elementares quantos átomos existem em 12 g de carbono-12) da substância. Podemos utilizar a fórmula: n= m/MM, sendo que: n é o número de mols, m é a massa expressa em gramas e MM é a massa molecular.

Ex: H2O = 2x1 + 1x16 = 18 g/mol. Uma molécula de água pesa 18 gramas.

Número de Avogrado: Os cientistas pesquisaram e definiram uma grandeza de peso para os átomos, conforme vimos acima, a unidade de massa atômica (u.m.a.). Mais tarde, os cientistas Lourenzo Romano Amadeo, Carlos Avogrado Di Quarequa e Di Carreto, perceberam que a quantidade de 1 u.m.a. que pesaria 1 grama, se repetia para qualquer entidade ou espécie química, chegando ao número de 6,022045x1023 .
É a quantidade de átomos ou moléculas existentes em 1 atg (átomo-grama) ou mol.g (mol-grama), de qualquer elemento ou substãncia química. Contém 6,02x1023 partículas elementares (átomos, moléculas, íons, elétrons, prótons, nêutrons, etc.)
1/12 12C = 1 u.m.a. = 6,02x1023 = 1 mol

Volume Molar: é o volume ocupado por um mol de qualquer gás nas CNTP (condições normais de temperatura e pressão, 0°C e pressão de 1 atm), sendo o volume igual a 22,4 L. De acordo com as novas resoluções da IUPAC (União Internacional de Química Pura e Aplicada), o novo volume molar é de 22,71 L. No entanto, o valor de 22,4 L ainda continua sendo muito utilizado.