Massa e mol: significados, fórmulas e como fazer a relação
O mol representa a quantidade de matéria, sendo que 1 mol de uma substância corresponde à massa molar de uma substância, com 6,02 x 10²³ moléculas. A unidade de massa atômica é usada para átomos e moléculas. Ela representa uma unidade muito pequena em relação às unidades que estamos acostumados a utilizar em nosso dia a dia como a grama e o quilograma.
Antes de entender a relação entre massa e mol, precisamos lembrar como funciona a “pesagem” das massas dos átomos. Em outras palavras, para medir as massas dos átomos e das moléculas, foi utilizada a unidade conhecida como massa atômica, massa molecular e medidas como o mol.
Essa é representada pela letra u e equivale a 1/12 da massa de um átomo de carbono 12.
O que é massa atômica
A massa atômica é a massa de um átomo, sendo expressa em unidades de massa atômica. Podemos encontrar as massas atômicas na tabela periódica.
Além disso, é possível ver na tabela que alguns elementos químicos são isótopos, ou seja, são átomos do mesmo elemento químico, que se diferem pela massa.
Por exemplo o lítio e o cloro:
Li = 6u e Li = 7u
Cl = 35u e Cl = 37u
Portanto, podemos observar que os dois elementos químicos possuem isótopos com massas atômicas diferentes.
Para se chegar ao número exato da tabela periódica, é feito um cálculo considerando a média das massas dos isótopos de um elemento. Nesse sentido, é levada em consideração a porcentagem da ocorrência de cada um na natureza.
Entenda MOL de uma vez por todas
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Relação entre massa e mol nos isótopos
O elemento químico bromo (Br) apresenta dois isótopos: isótopo 79 = 55% e o isótopo 81 = 45%.
Vamos calcular a média ponderada do bromo:
MBr = 
Podemos entender que cada átomo do elemento bromo pesa em média 79,9u. Assim também sabemos que cada átomo do elemento bromo pesa em média 79,9 vezes mais que 1/12 da massa do carbono 12.
Estequiometria
Na química podemos fazer inúmeros cálculos relacionando as quantidades de reagentes e de produtos que participam de uma reação química, estes cálculos compreendem a estequiometria.
A estequiometria é usada para balancear as reações químicas por meio do uso dos coeficientes estequiométricos. Os coeficientes da reação balanceada indicam as proporções dos reagentes e dos produtos.
Em nosso cotidiano utilizamos unidades fixas de medidas como dúzia, centena e dezena, e na química usamos o mol.
O que é mol?
O mol representa a quantidade de matéria, sendo que 1 mol de uma substância corresponde à massa molar de uma substância e contém 6,02 x 10²³ moléculas dessa substância.
Assim, podemos relacionar o mol com massa (g,kg), com volume (l,ml) e também com a quantidade de átomos e moléculas.
Como relacionar massa e mol?
Primeiro devemos balancear a reação química ou seja, igualar as quantidades de átomos presentes nos reagentes e nos produtos. Exemplo:
C6H12O6 + O2 → CO2 + H2O
Vamos começar observando quantos átomos de carbono temos nos reagentes (antes da seta) e quantos átomos temos depois da seta, ou seja, nos produtos.
Nesse sentido, são 6 átomos de carbono nos reagentes e 1 átomo de carbono nos produtos. Assim, temos que multiplicar por 6 a molécula de CO2, que é a quantidade de átomos antes da seta. Teremos então:
C6H12O6 + O2 → 6 CO2 + H2O
Obs: na molécula de CO2, o coeficiente na frente dela deve ser usado para todos os átomos da fórmula; assim temos aí: 6 átomos de carbono e 12 átomos de oxigênio.
Agora vamos agora balancear o átomo de hidrogênio.
Antes da seta temos 12 átomos de hidrogênio, e após a seta temos 2 átomos de hidrogênio. Assim, devemos multiplicar por 6 a molécula de água.
C6H12O6 + O2 → 6 CO2 + 6 H2O
Portanto, na molécula de água temos 12 átomos de hidrogênio e 6 átomos de oxigênio.
Agora iremos verificar a quantidade de átomos de oxigênio antes e depois da seta.
Nos reagentes encontramos 8 átomos de oxigênio (6 na molécula C6H12O6 e 2 na molécula de O2). Já nos produtos encontramos 18 átomos de oxigênio (12 na molécula de CO2 e 6 na molécula de água).
Não é aconselhável acrescentar número na frente da molécula de C6H12O6, pois teremos que balancear os outros dois átomos também e isso irá alterar todo o cálculo já feito no balanceamento.
Dessa forma, devemos balancear a molécula de O2. Precisamos pensar em um número que multiplicado por 2 e depois somado com 6, irá resultar em 18 átomos.
Ou seja, devemos acrescentar na frente da molécula de O2 o número 6, pois iremos multiplicar: 6 x2 = 12 e somar com os outros 6 átomos da molécula C6H12O6.
1 C6H12O6 + 6 O2 → 6 CO2 + 6 H2O
Os coeficientes estequiométricos indicam o número de mol de cada molécula.
Vamos agora trabalhar com a regra de 3.
1) quantos mols de C4H10 precisam para produzir 20 mols de CO2?
Dados: C = 12u H = 1u O = 16u
C4H10 + O2 → CO2 + H2O
Primeiramente, devemos balancear a reação:
Temos 4 átomos de carbono nos reagentes e 1 átomo de carbono nos produtos. Assim, devemos multiplicar por 4 a molécula de CO2.
C4H10 + O2 → 4 CO2 + H2O
Temos 10 átomos de hidrogênio nos reagentes, e 2 átomos de hidrogênio nos produtos, logo devemos multiplicar por 5 a molécula de água.
C4H10 + O2 → 4 CO2 + 5 H2O
Dessa forma devemos observar a quantidade de átomos de oxigênio nos reagentes e nos produtos: 2 átomos de O2 nos reagentes e 13 átomos de oxigênio nos produtos (4 x 2) + 5.
Como temos número ímpar, devemos usar uma fração ou decimal para balancear a reação no lado dos reagentes. Logo precisamos obter o número 13, e podemos usar a fração 13/2 ou 6,5, pois os 2 números multiplicados por 2 terão como resultado o número 13.
1 C4H10 + 13/2 O2 → 4 CO2 + 5 H2O
Agora devemos nos preocupar com as moléculas que estão citadas no enunciado do problema: C4H10 e CO2
1 mol C4H10 _____ 4 mol CO2 ( foi extraída da reação balanceada)
x ________ 20 mol CO2
4 x = 20
Portanto, x = 5 mol C4H10.
Observamos nesta regra de 3 que temos a mesma unidade em cada lado do cálculo: à esquerda trabalhamos com mol e à direita também trabalhamos com mol.
Sempre teremos que trabalhar com as mesmas unidades em cada lado da regra de 3.
b) quantos mols de H2O são produzidos a partir de 4 mols de C4H10?
A equação já está balanceada, assim, devemos relacionar H2O e C4H10:
5 mol H2O _______ 1 mol C4H10
X __________ 4 mol C4H10
Ou seja, x = 20 mol H2O.
Também observamos neste cálculo que em ambos os lados temos as mesmas unidades.
c) quantas gramas de H2O são produzidas a partir de 10 mol de CO2?
5 mol H2O _______ 4 mol CO2
x gramas _______ 10 mol CO2
Nesse cálculo observamos que no lado da molécula de água temos 2 unidades diferentes (mol e gramas), assim, não podemos trabalhar com estas 2 unidades diferentes. Então como iremos realizar a regra de 3?
Para tal, devemos transformar mol em massa molar.
No início do enunciado foi dado as massas atômicas dos elementos, assim, calculamos a massa molar da água:
H = 1 x 2 = 2
O = 16 x 1 = 16
Como resultado temos MM H2O = 18g/mol
Voltamos agora a nossa regra de 3, onde no lugar do mol, iremos acrescentar o valor de 18g/mol: veja que o coeficiente não é retirado da fórmula. E o lado do CO2 não é alterado.
5 x 18 H2O _____ 4 mol CO2
x _______ 10 mol CO2
4 x = 5 x 18 x 10
x = 225g H2O
d) a partir de 580 g de C4H10, quantas gramas de CO2 são produzidos?
1 mol C4H10 _____ 4 mol CO2
580 gramas _____ x g
Nesse exemplo observamos que em ambos os lados temos unidades diferentes (mol e gramas), portanto teremos que transformar mol em massa molar. Devemos calcular a massa molar do C4H10 e do CO2:
C = 12 x 4 = 48
H = 1 x 10 = 10
MM = 58 g/mol
C = 12 x 1 = 12
O = 16 x 2 = 32
MM = 44 g/mol
Agora vamos voltar à regra de 3 e substituir mol pelo valor da massa molar:
1 x 58 C4H10 _____ 4 x 44 CO2
580 _______ x
58 x = 580 x 4 x 44
x = 1760 g CO2
e) a partir de 2 mol de C4H10 são formadas quantas moléculas de H2O?
1 mol C4H10 _____ 5 mol H2O
2 mol C4H10 _____ x moléculas
Neste exemplo temos no lado esquerdo da regra de 3, as mesmas unidades (mol), mas no lado direito temos unidades diferentes (mol e moléculas).
Assim, devemos transformar mol em moléculas, sabendo-se que 1 mol equivale a 6 x 10²³ moléculas.
Voltando a regra de 3, no lugar do mol usaremos o valor de 6 x 10²³:
1 mol C4H10 _____ 5 x 6 x 10²³ moléculas
2 mol C4H10 _____ x moléculas
x = 2 x 5 x 6 x 10²³
x = 60 x 10²³ moléculas ou x = 6,0 x 1024 moléculas H2O
f) quantos mol de HCl são necessários para produzir 23,4 g de cloreto de sódio (NaCl)? Dados: Na = 23u Cl = 35,5u
HCl + NaOH → NaCl + H2O
Primeiro devemos observar se a equação está balanceada: temos 1 átomo de cloro em cada lado da seta. Também há 1 átomo de sódio de cada lado da reação. Temos 2 átomos de hidrogênio em cada lado da reação e 1 átomo de oxigênio em cada lado também.
Agora vamos comparar o que foi pedido no enunciado: HCl/ NaCl:
1 mol HCl ______ 1 mol NaCl
x mol _______ 23,4 g
Podemos observar que do lado do NaCl temos 2 unidades diferentes (mol e gramas), ou seja devemos transformar mol em gramas, por meio do cálculo da massa molar:
Na = 23 x 1 = 23
Cl = 35,5 x 1 = 35,5
MM = 58,5 g/mol
Agora vamos voltar a regra de 3:
1 mol HCl _____ 58,5 g NaCl
x mol _________ 23,4 g
58,5 x = 23,4
x = 0,4 mol HCl
Videoaula
Exercícios sobre estequiometria, massa e mol
1) (PUC-PR)
Em 100 gramas de alumínio, quantos átomos deste elemento estão presentes? Dados: M(Al) = 27g/mol.
a) 3,7 x 10²³
b) 27 x 10²²
c) 3,7 x 10²²
d) 2,22 x 1024
e) 27,31 x 10²³
gabarito: D
2) (PUC-RJ)
Oxigênio é um elemento químico que se encontra na natureza sob a forma de três isótopos estáveis: oxigênio 16 (ocorrência de 99%); oxigênio 17 (ocorrência de 0,60%) e oxigênio 18 (ocorrência de 0,40%). Assim, a massa atômica do elemento oxigênio, levando em conta a ocorrência natural dos seus isótopos, é igual a:
a) 15,84
b) 15,942
c) 16,014
d) 16,116
e) 16,188
gabarito: C
3) (Uespi 2012)
Os avanços tecnológicos na eletrônica levaram à invenção do espectrômetro de massa, um aparelho que determina a massa de um átomo. Um mineiro, procurando ouro em um riacho coleta, 10 g de peças finas de ouro conhecidas como “pó de ouro”. Sabendo que a massa de um átomo de ouro é 3,27 10−25 kg, calcule quantos átomos de ouro o mineiro coletou.
a) 3 x 1025
b) 3 x 10²²
c) 5 x 1020
d) 5 x 1017
e) 7 x 10 16
gabarito: B
Sobre o(a) autor(a):
Roseli Prieto - Texto elaborado por Roseli Prieto, professora de Química e Biologia da rede estadual de São Paulo. Já atuou em diversas escolas públicas e privadas de Santos (SP). É Gestora Ambiental e Especialista em Planejamento e Gestora de cursos a distância.
