TEXTOEP-96-MASSAS E MOLÉCULAS : A QUÍMICA QUE VOCE NÃO VÊ, MAS QUE PRECISA ENTENDER

Hoje, a gente vai mergulhar num tema fundamental, que é tipo a base da base da Química: massas e moléculas. Mas pera aí… como medir o peso de algo que a gente nem consegue ver? E por que isso importa tanto?

Pois é! Você já ouviu falar em massa atômica, mol, número de Avogadro… e pensou: "Socorro!" Calma, que hoje a gente vai descomplicar tudo isso, com analogias, bom humor e aquele toque especial do Papo de Química.

Já imaginou tentar medir algo sem ter um padrão? Tipo dizer se algo é grande ou pequeno sem comparar com nada? Impossivel, né?

É como dizer que alguém é alto ou baixo, mas sem ter ninguém por perto para comparar. Complicado demais!

Agora imagina medir um átomo usando uma balança de cozinha?

Nem com fé dá certo! Átomos são minúsculos demais… e ainda assim, a gente precisa medi-los com precisão.

Existe uma unidade especial que foi criada justamente pra isso: a unidade unificada de massa atômica, simbolizada pela letra "u". Essa unidade equivale exatamente a um doze avos (1/12) da massa do átomo de carbono-12. Isso foi decidido internacionalmente para facilitar medições padronizadas em química e física.

O carbono-12 foi escolhido por ser um isótopo estável e abundante na natureza, antes  usavam o oxigênio-16, mas rolava confusão porque físicos e químicos usavam padrões diferentes. O carbono-12 resolveu essa bagunça!

Hora de botar a mão na massa....atômica! Bora ver uns exemplos:

Vamos conferir a massa de alguns átomos super comuns que usamos diariamente:

• O cálcio (Ca) tem massa atômica aproximada de 40 u, isso significa que o cálcio é 40 vezes mais pesado que 1/12 do carbono-12.
• O oxigênio (O) tem cerca de 16 u., quer dizer que o oxigênio é 16 vezes mais pesado , que 1/12 do carbono-12
• O Sódio (Na) tem cerca de 23 u., quer dizer que o sódio é 23 vezes mais pesado , que 1/12 do carbono-12

Então gente, a massa atômica indica quantas vezes o elemento é mais pesado que  a”u”

Essas comparações são ouro! Elas facilitam demais o entendimento das estruturas moleculares e reações químicas. Então, da próxima vez que você ouvir falar sobre a massa de um átomo ou molécula, lembre-se da unidade "u" e como ela é importante para o nosso dia a dia científico!

Agora, um detalhe: a massa muda quando falamos de isótopos, que são versões de um mesmo elemento com quantidades diferentes de nêutrons. Quer um exemplo clássico?

O cloro! Ele tem dois isótopos principais:

• o cloro-35(de massa igual a 35),  com uma abundância de 75%
• e o cloro-37(de massa igual a 37), com uma abundância de 25%.

*Se liga ai, Abundância é a porcentagem de cada isótopo do elemento na natureza.

Então, pra calcular a massa atômica de um elemento, a gente faz uma média ponderada dos seus isótopos, considerando suas abundâncias naturais. Isto é, multiplicamos a massa de cada isótopo pela respectiva abundância e dividimos por 100(a soma das abundâncias).

Para o Cloro, temos que;

*Gente,

. É por isso que as massas atômicas dos elementos na tabela periódica não são inteiros!

Agora, vamos sair dos átomos e entrar no mundo das moléculas. Afinal, elas são conjuntos de átomos ligados.

Qual é a diferença entre massa atômica e massa molecular?

Massa atômica é a média ponderada dos isótopos de um elemento. A gente viu isso com o exemplo do cloro. Já a massa molecular é a soma das massas atômicas dos  átomos numa molécula.

Exemplo rápido: Água. H₂O. É formada por átomos de hidrogênio, um de oxigênio. Cada hidrogênio tem massa aproximadamente 1 u, e o oxigênio tem massa 16 u. Vamos somar tudo

Soma tudo(2+16) dá 18u(unidades de massa atômica),essa é a massa molecular da água!

Quer algo mais docinho? vamos de glicose! C₆H₁₂O₆.

Sabendo que a massa atômica do Carbono=12u, do hidrogênio=1u e do oxigênio=16u. Basta somar tudo

dá um total de 180. Ou seja, a massa molecular da glicose é 180 u.

E agora que você entendeu o conceito, fica mais fácil mergulhar em temas como mol, reações químicas e muito mais.

Agora, vamos à estrela do episódio: o mol.

Tipo quando você compra uma dúzia de ovos.

Pois é… “dúzia” é só uma forma prática de dizer “12 coisas”. E adivinha só?  O mol é exatamente isso — uma “dúzia química”. Só que em vez de 12, é ......

6,02x10²³ , Um mol de qualquer coisa tem 6,02 x 10²³ unidades.

Esse número gigante tem até nome: número de Avogadro. É como o CPF da matéria!

Como descobriram esse número?

Vamos citar duas maneiras famosas:

1. Pelo experimento de Millikan (medindo a carga do elétron)
2. E pela cristalografia de raios X:

• A descrição desses experimentos, está no anexo desse documento

Mol é a quantidade correspondente a 6,02x10²³ unidades de entidades químicas. Quando falamos de mol devemos especificar, se estamos falando de átomos, moléculas, íons ou elétrons, por exemplo

• 1 mol de átomos = 6,02x10²³ átomos
• 1 mol de moléculas = 6,02x10²³  moléculas
• 1mol de íons = 6,02x10²³ íons
• 1 mol de elétrons = 6,02x10²³ elétrons

Então se eu tiver 1 mol de moléculas de água, eu tenho 6,02 × 10²³ moléculas. Isso ajuda muito quando queremos fazer conversões entre o mundo microscópico e o macroscópico.

O mol é a ponte entre o invisível e o que conseguimos pesar. Se você tem a massa atômica de um elemento, você sabe quantos gramas correspondem a 1 mol dele.

Agora vem a massa molar: é a massa, em gramas, de 1 mol de qualquer substância. Por exemplo:

• 1 mol de átomos de Ferro equivale a 6,02x10²³ átomos de Ferro e pesa 56g
• 1 mol de moléculas de água equivale a 6,02x10²³  moléculas de água e pesa 18g
• 1 mol de átomos de sódio equivale a 6,02x10²³ átomos de sódio e pesa 23g
• 1 mol de moléculas de gás carbônico equivale a 6,02x10²³  moléculas de CO₂ e pesa44g

E se a substância for um gás?

Nas condições normais de temperatura e pressão(CNTP), isto é, quando a pressão é igual a    1 atm e a temperatura for igual a 0 ^oC,    1 mol de qualquer gás ocupa 22,4 litros.

Por exemplo,

• 1 mol de gás oxigênio (O₂) = 32 g e ocupa 22,4 L.
• 1 mol de gás carbonico(CO₂) = 44 g e ocupa 22,4 L.

Curiosidades? Segura essa!

• Se você tivesse 1 mol de bolinhas de gude, daria pra cobrir a superfície da Terra... com uma camada de 80 km de altura!
• Ou ainda: se você tivesse 1 mol de grãos de areia, daria pra preencher todos os oceanos do planeta — várias vezes!

O mol não é só uma unidade. É uma forma de pensar o mundo em escala molecular. Sem ele, a química moderna não existiria.

Esse episódio foi como uma viagem microscópica e didática ao coração da química, não foi?

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