2.11: The Molar Mass
As we saw in the Amount of Substance: Moles, there is no relationship between the mass or volume of a substance and the number of molecules. Mas então definimos a quantidade de substância, n, para representar o número de partículas. A quantidade é, portanto, útil para determinar a quantidade de reacção de cada substância. Enquanto 1 g de Hg, ou 1 cm3 de Hg, reage com uma massa ou volume de Br2 que não está relacionada com os coeficientes da equação química, 1 mol de Hg sempre reage com 1 mol de Br2, desde um átomo de Hg reage com uma molécula de Br2:
o Que precisamos é uma maneira conveniente para converter as massas quantidades, e o necessário fator de conversão é chamada de massa molar. Uma quantidade molar é aquela que foi dividida pela quantidade de substância. Por exemplo, uma quantidade molar extremamente útil é a massa molar M:
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muitas vezes é conveniente expressar quantidades físicas por unidade de quantidade de substância (por mol), porque desta forma um número igual de átomos ou moléculas estão sendo comparados. Tais quantidades molares muitas vezes nos dizem algo sobre os átomos ou moléculas em si. Por exemplo, se o volume molar de um sólido é maior do que o de outro, é razoável supor que as moléculas da primeira substância são maiores do que as do segundo. (Comparar os volumes molares de líquidos, e especialmente gases, não daria necessariamente a mesma informação, uma vez que as moléculas não seriam tão bem embaladas.)
é quase trivial obter a massa molar, uma vez que os pesos atômicos e moleculares expressos em gramas nos dão as massas de 1 mol de substância.
exemplo \(\PageIndex{1}\): Massa Molar
obter a massa molar de (a) Hg e (b) Hg2Br2.
solução
a) o peso atômico do mercúrio é 200,59, e assim 1 mol HG pesa 200,59 G.
\( M_{\text{Hg}}=\frac{m_{\text{Hg}}}{n_{\text{Hg}}} = \frac{\text{200}\text{.59 g}}{\text{1 mol}}= \text{200.59 g mol}^{-1}\)
b) da mesma forma, para Hg2Br2 o peso molecular é 560.98, e, portanto,
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A massa molar é numericamente a mesma atômico ou molecular peso, mas tem unidades de gramas por mole. A equação, que define a massa molar, tem a mesma forma que aquelas que definem a densidade, e a constante de Avogadro. Como no caso da densidade ou da constante de Avogadro, não é necessário memorizar ou manipular uma fórmula. Basta lembrar que a massa e a quantidade de substância estão relacionadas através da massa molar.
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a massa molar é facilmente obtida a partir de pesos atómicos e pode ser utilizada como factor de conversão, desde que as unidades cancelem.
exemplo \(\PageIndex{2}\): Moles
Calcule a quantidade de octano (C8H18) em 500 g deste líquido.
Solução
Qualquer problema envolvendo a interconversão de massa e quantidade de substância requer a massa molar
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A quantidade de substância será a massa vezes um fator de conversão que permite o cancelamento de unidades de:
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neste caso, o recíproco da massa molar foi o factor de conversão apropriado.
A constante de Avogadro, a massa molar e a densidade podem ser usadas em combinação para resolver problemas mais complicados.
exemplo \(\PageIndex{3}\): moléculas
quantas moléculas estariam presentes em 25,0 ml de tetracloreto de carbono puro (CCl4)?
solução
em exemplos anteriores, mostramos que o número de moléculas pode ser obtido a partir da quantidade de substância usando a constante de Avogadro. A quantidade de substância pode ser obtida a partir da massa utilizando a massa molar e a massa do volume por meio da densidade. Um mapa do caminho para a solução deste problema é
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ou em notação abreviada
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O mapa nos diz que devemos procurar a densidade de CCl4:
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A massa molar deve ser calculado a partir da Tabela de Pesos Atômicos.e lembramos que a constante de Avogadro é a última quantidade (N) no roteiro pode então ser obtida começando com a primeira (V) e aplicando fatores de conversão sucessivos.:
\begin{align}\textit{N}&& 25\text{ cm}^{3}\cdot\tfrac{\text{1.595 g}} {1 \text{ cm}^{3}}\cdot\tfrac {1 \text{ mol}} {\text{153.81 g}}\cdot\tfrac {6.022\cdot10^{23} \text{ molecules}}{1 \text{ mol}} \\&&1.56\cdot10^{23} \text{ molecules} \end{align}
Notice that in this problem we had to combine techniques from previous examples. To do this you must remember relationships among quantities. Por exemplo, um volume foi dado, e nós sabíamos que poderia ser convertido à massa correspondente por meio da densidade, e assim nós olhamos para cima a densidade em uma tabela. Ao escrever um mapa de estrada, ou pelo menos ao vê-lo no olho de sua mente, você pode manter o controle de tais relações, determinar quais fatores de conversão são necessários, e então usá-los para resolver o problema.
Colaboradores e Atribuições
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Ed Vitz (Universidade Kutztown), John W. Moore (UW-Madison), Justin Shorb (Hope College), Xavier Prat-Resina (Universidade de Rochester, Minnesota), Tim Wendorff, e Adam Hahn.
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