Química Geral — Medidas, Propriedades e o Mol

Conectando quantidade, unidades e matéria

1 — Motivação

"Quanto temos?" e "Do quê?" Essas duas perguntas estão no coração da química.

• Para responder "quanto" → precisamos de unidades de medida
• Para saber se o valor muda com a quantidade → precisamos distinguir propriedades extensivas e intensivas
• Para contar átomos e moléculas → precisamos de uma unidade especial: o mol

2 — Sistema Internacional de Unidades (SI)

O SI é o padrão mundial adotado pela CGPM (Conférence Générale des Poids et Mesures).

Destaque: mol é uma unidade fundamental do SI — não é derivada.

3 — Prefixos do SI

Prefixos permitem expressar grandezas muito grandes ou pequenas de forma conveniente.

Exemplo: A massa de um próton é ≈ 1,67 × 10⁻²⁴ g = 1,67 yg (yoctogramas)

4 — Unidades Derivadas Comuns em Química

Nota: 1 L = 1 dm³ (não é unidade SI, mas é oficialmente aceito)

5 — Propriedades da Matéria: Extensivas vs. Intensivas

Uma propriedade é extensiva se depende da quantidade de matéria presente. Uma propriedade é intensiva se independe da quantidade de matéria.

Pense assim:
  Se você dividir a amostra ao meio...

  → A propriedade também "divide"?  →  EXTENSIVA
  → A propriedade permanece igual?  →  INTENSIVA

6 — Exemplos: Extensivas vs. Intensivas

Exemplo visual:

1 L de água a 25 °C, d = 1,00 g/mL
      ↓ divide ao meio
500 mL de água a 25 °C, d = 1,00 g/mL

  Volume: 1 L → 500 mL  ✓ (extensiva)
  Temperatura: 25 °C → 25 °C  ✓ (intensiva)
  Densidade: 1,00 g/mL → 1,00 g/mL  ✓ (intensiva)

7 — Propriedades Intensivas como "Identidade" da Substância

Propriedades intensivas são características intrínsecas — identificam a substância independentemente da amostra.

Uma amostra de 1 g de ouro e uma de 1 kg têm a mesma densidade: ambas são ouro.

8 — A Conexão: Extensiva ÷ Extensiva = Intensiva

Duas grandezas extensivas podem se combinar para gerar uma intensiva:

\[\text{Densidade} = \frac{\text{massa}}{\text{volume}} = \frac{m}{V}\]

\[\text{Massa molar} = \frac{\text{massa}}{\text{quantidade de matéria}} = \frac{m}{n}\]

\[\text{Concentração molar} = \frac{\text{quantidade de matéria}}{\text{volume}} = \frac{n}{V}\]

Padrão: extensiva / extensiva = intensiva. Isso explica por que densidade, massa molar e concentração molar são intensivas.

9 — O Mol: A Unidade de Contagem da Química

Problema fundamental: átomos e moléculas são entidades microscópicas. Como "contá-los" em escala laboratorial?

Solução: definir uma unidade de contagem que conecte o microscópico ao macroscópico.

Definição (SI, 2019):

1 mol é a quantidade de matéria que contém exatamente 6,02214076 × 10²³ entidades elementares.

Este número é a Constante de Avogadro: $N_A = 6,022 \times 10^{23}\ \text{mol}^{-1}$

10 — Analogia: O Mol como "Dúzia Química"

Exemplo:

• 1 mol de H₂O = 6,022 × 10²³ moléculas de água
• 1 mol de NaCl = 6,022 × 10²³ pares de íons Na⁺ e Cl⁻
• 1 mol de e⁻ = 6,022 × 10²³ elétrons (= 1 Faraday de carga)

11 — Massa Molar: Ponte entre Mol e Gramas

Massa molar (M): massa de 1 mol de uma substância.

• Unidade: g/mol
• É uma propriedade intensiva (não depende da quantidade)
• Numericamente igual à massa atômica/molecular em u (unidades de massa atômica)

12 — Calculando com Mols

A equação fundamental:

\[n = \frac{m}{M}\]

Onde:

• \[n\]

  = quantidade de matéria (mol) — extensiva

• \[m\]

  = massa (g) — extensiva

• \[M\]

  = massa molar (g/mol) — intensiva

13 — Exemplos de Cálculo com Mol

Exemplo 1: Quantos mols há em 36,0 g de água (H₂O)?

\[n = \frac{m}{M} = \frac{36{,}0\ \text{g}}{18{,}0\ \text{g/mol}} = 2{,}00\ \text{mol}\]

Exemplo 2: Qual a massa de 0,500 mol de glicose (C₆H₁₂O₆, M = 180,16 g/mol)?

\[m = n \times M = 0{,}500\ \text{mol} \times 180{,}16\ \text{g/mol} = 90{,}1\ \text{g}\]

Exemplo 3: Quantas moléculas há em 9,00 g de H₂O?

\[n = \frac{9{,}00}{18{,}0} = 0{,}500\ \text{mol}\]

\[N = n \times N_A = 0{,}500 \times 6{,}022 \times 10^{23} = 3{,}01 \times 10^{23}\ \text{moléculas}\]

14 — O Mol e o Volume Molar (Gases)

Para gases ideais nas Condições Normais (CN): T = 0 °C, P = 1 atm:

\[V_{\text{molar}} = 22{,}4\ \text{L/mol}\]

1 mol de qualquer gás ideal ocupa 22,4 L em CN — independentemente de sua identidade química.

Exemplo:

• 1 mol de H₂ (2 g) → 22,4 L
• 1 mol de O₂ (32 g) → 22,4 L
• 1 mol de CO₂ (44 g) → 22,4 L

O volume molar é uma propriedade intensiva? Sim! Não depende de quanto gás temos, mas de quais condições (T, P) estamos.

15 — Concentração Molar: Unindo Mol, Volume e SI

Concentração molar (molaridade): quantidade de soluto (em mol) por litro de solução.

\[C = \frac{n}{V}\]

• \[n\]

  = mols de soluto (extensiva)

• \[V\]

  = volume da solução (extensiva)

• \[C\]

  = concentração (intensiva) — unidade: mol/L = mol·L⁻¹ = M

Exemplo: Dissolve-se 5,85 g de NaCl (M = 58,5 g/mol) em água para obter 500 mL de solução. Qual a concentração?

\[n = \frac{5{,}85}{58{,}5} = 0{,}100\ \text{mol}\]

\[C = \frac{0{,}100\ \text{mol}}{0{,}500\ \text{L}} = 0{,}200\ \text{mol/L}\]

16 — Mapa Conceitual da Aula

         SISTEMA INTERNACIONAL (SI)
                    │
          ┌─────────┴──────────┐
          │                    │
    UNIDADES BASE         UNIDADES DERIVADAS
    (m, kg, K, mol...)    (g/mol, mol/L, g/mL...)
          │
          ├──────────────────────────────────────┐
          │                                      │
    GRANDEZAS EXTENSIVAS              GRANDEZAS INTENSIVAS
    (dependem da quantidade)          (independem da quantidade)
          │                                      │
    massa, volume, n (mol)       densidade, T, massa molar, C
          │                                      │
          └──────────┬───────────────────────────┘
                     │
            extensiva / extensiva = intensiva
                     │
              ┌──────┴──────┐
              │             │
           m / V         m / n         n / V
           = d         = M (g/mol)    = C (mol/L)
        (densidade)   (massa molar)  (concentração)
                             │
                           MOL
                (n = m/M, N = n × Nₐ)

17 — Resumo e Conexões

18 — Exercícios Propostos

1. Um estudante tem 196,97 g de ouro puro (Au, M = 196,97 g/mol).

• (a) Quantos mols de Au ele tem?
• (b) Quantos átomos de Au isso representa?
• (c) A densidade do Au é 19,30 g/mL. A densidade seria diferente se ele tivesse o dobro de massa? Por quê?

2. Uma solução de HCl tem concentração 0,100 mol/L. Qual a massa de HCl (M = 36,46 g/mol) em 250 mL desta solução?

3. Classifique como extensiva (E) ou intensiva (I):

• Pressão de vapor do etanol a 25 °C
• Número de mols de CO₂ em um balão
• Ponto de ebulição da água
• Volume de um reservatório de gás

4. Um gás ocupa 11,2 L em CN. Quantos mols são? Quantas moléculas? Qual a sua massa se for N₂ (M = 28,02 g/mol)?

19 — Gabarito dos Exercícios

1.

• (a) $n = 196,97/196,97 = 1,00\ \text{mol}$
• (b) $N = 1,00 \times 6,022 \times 10^{23} = 6,02 \times 10^{23}\ \text{átomos}$
• (c) Não. Densidade é intensiva: $d = 19,30\ \text{g/mL}$ independe da quantidade de Au.

2. $n = C \times V = 0{,}100 \times 0{,}250 = 0{,}0250\ \text{mol}$ $m = 0{,}0250 \times 36{,}46 = 0{,}911\ \text{g}$

3. I / E / I / E

4. $n = 11{,}2/22{,}4 = 0{,}500\ \text{mol}$ $N = 0{,}500 \times 6{,}022 \times 10^{23} = 3{,}01 \times 10^{23}\ \text{moléculas}$ $m = 0{,}500 \times 28{,}02 = 14{,}0\ \text{g}$

Fim da aula — QG101 | Química Geral

Folha de exercícios (PDF)