Resumo Geral

 

1.1.1 Ordens de grandeza e escalas de comprimento

  • Toda a matéria é constituída por átomos.
  • A noção de átomo foi evoluindo ao longo da história.
  • A palavra átomo vem do grego «a + thomos», que significa «sem divisão».
  • Hoje sabemos que o átomo é constituído por partículas mais pequenas, sendo, portanto, uma partícula divisível.

  • O átomo (Fig. 1) é formado por um núcleo, contendo protões (partículas com carga positiva) e neutrões (partículas sem carga, ou neutras).
  • À volta do núcleo movem-se os eletrões (partículas com carga negativa).
  • É no pequeno núcleo que se concentra quase toda a massa do átomo, uma vez que a massa dos eletrões é muito menor do que a massa dos protões ou dos neutrões.
  • A massa do protão (1,672 x 10-27 kg) é aproximadamente igual à massa do neutrão (1,675 x 10-27 kg).
  • A carga elétrica mede-se em coulombs, C. A carga elétrica do protão vale 1,60 x 10-19 C, sendo simétrica da carga elétrica do eletrão, que é -1,60 x 10-19 C.

Os átomos não têm carga elétrica, uma vez que o número de protões é sempre igual ao número de eletrões.

Os átomos são, portanto, eletricamente neutros.

O hidrogénio é o átomo mais simples. O núcleo do átomo de hidrogénio mais abundante tem apenas um protão, à volta do qual se move um único eletrão.

O urânio é o átomo de maior massa que existe na natureza: tem 92 protões e, portanto, 92 eletrões. O átomo de urânio mais abundante na Terra possui 146 neutrões.

Os iões formam-se quando átomos (ou moléculas) perdem ou ganham eletrões, o que os faz adquirir carga elétrica positiva ou negativa.

Os iões negativos (aniões) têm menos protões do que eletrões.

ião negativo: forma se quando um atomo (ou molécula) ganha eletrões.

Os iões positivos (catiões) têm mais protões do que eletrões.

ião pasitivo: forma-se quando um átomo (ou molécula) perde eletrões.

Os átomos não podem perder nem ganhar protões ou neutrões, já que estes estão fortemente ligados no núcleo atómico.

Assim, apenas os eletrões são transferidos durante a formação de iões.

Para caracterizar um átomo usam-se o número atômico e o número de massa.

Número atómico (Z) - número de protões presentes no nucleo atómico.

• Corresponde ao número de protões.

• No caso dos átomos, é igual ao número de eletrões.

• Caracteriza um elemento químico: todos os átomos do mesmo elemento químico têm o mesmo número de protões.

Número de massa (A) - soma do número de protões e neutrões presentes no núcleo atómico.

• É igual ao número de partículas do núcleo: soma do número de protões e neutrões.

• Átomos do mesmo elemento químico podem ter diferentes valores de número de massa: o número de protões é sempre o mesmo mas o número de neutrões pode variar.

Número de neutrões = A - Z

O átomo de carbono mais abundante tem 6 protões e 6 neutrões, pelo que o seu número atómico é 6 e o número de massa é 12. Falamos do carbono-12.

São do mesmo elemento químico todos os átomos que tiverem o mesmo número atómico, isto é, o mesmo número de protões.

Por exemplo, todos os átomos com um só protão são do elemento hidrogénio, H, e todos os átomos com 6 protões são do elemento carbono, C.

Mas os átomos do mesmo elemento não são todos iguais. Chamamos isótopos a átomos do mesmo elemento, portanto com o mesmo número de protões, mas com diferente número de neutrões (Tab. 2).

lsótopos de um elemento: mesmo número atômico e diferente numero de massa.

Os isótopos têm, portanto, o mesmo número atómico, Z, mas diferente número de massa, A.

Quando escrevemos carbono-13, estamos a referir-nos ao isótopo do carbono (Z = 6) com número de massa 13 (isto é, com 6 protões e 7 neutrões).

Existe ainda carbono-14, que tem número de massa 14.

A etimologia (origem) da palavra isótopo ajuda a compreender o seu significado: resulta do grego «iso + thopos», que significa «o mesmo lugar» (na Tabela Periódica).

Hidrogénio

 

 

Hélio

 

 

Lítio

 

 

Representamos átomos (e iões monoatómicos) através da notação:


Os isótopos do elemento hidrogénio, H, e carbono, C, da Tab. 2 podem representar-se por:

 

 

 

 

 

 

 

 

A pequenez de um átomo é impressionante!

A distância entre o núcleo atómico e os seus eletrões mais distantes é da ordem de 10-10 metros.

Se a cabeça de um alfinete tivesse o tamanho da Terra, então os átomos que a constituem teriam apenas um milímetro de diâmetro!

Em ciência é comum usar números muito pequenos ou muito grandes, para descrever as diferentes realidades.

Por exemplo:

 Número aproximado de moléculas de água numa gota:

    1 000 000 000 000 000 000 000

Numa gota de água existem aproxidamente 1021 moléculas.

Massa de uma molécula de água:  0, 000 000 000 000 000 000 000 03 g

Números muito pequenos ou números muito grandes são expressos com muitos zeros.

Para evitar essa repetição pode-se usar:

• A notação científica;

• Os múltiplos e submúltiplos das unidades do Sistema Internacional de Unidades (SI).

 

Na notação científica os números apresentam-se na forma de potências de base 10, do seguinte modo:


Por exemplo, a massa de um protão é:

0.000 000 000 000 000 000 000 000 001 67 quilograma.

Em notação científica este número escreve-se simplesmente:

1.67 x 10 -27Kg

A escrita de um número em notação científica facilita a identificação da sua ordem de grandeza.

A ordem de grandeza de um número é a potência de base 10 mais próxima desse número.

Por exemplo:

• O diàmetro de um núcleo atómico de carbono é 1,34 x 10-10 m.

A potência de base 10 mais próxima é 10-10 .

A ordem de grandeza do diâmetro do núcleo de carbono é então, 10-10 m.

 

• O raio de um átomo de bromo e 9,4 x 10-11m.

A potência de base 10 mais próxima é 10-10 (e não 10-11).

A ordem de grandeza do raio do átomo de bromo é, então, 10-10 m.

 

 

 

 

 

 

 

Os múltiplos e submúltiplos das unidades SI também permitem exprimir valores usando números com poucos algarismos.

Por exemplo, o quilómetro é mil vezes maior do que o metro: o seu símbolo é km, sendo quilo, k, o prefixo que
significa mil vezes maior: 1 km = 1 x 103 m (Tab. 3).


Muitas entidades estudadas em química (átomos, moléculas, iões) têm dimensões compreendidas entre alguns décimos de nanómetro e algumas centenas de nanómetro.

O nanómetro é um dos submúltiplos do metro:

1 nanómetro = 1 x 10-9 metro

1 nm = 1 x 10-9 m


Se tivermos um comprimento em nanómetros, por exemplo 425 nm, e o quisermos exprimir em metros, teremos de o multiplicar pelo fator 10-9:


425 nm = 425 x 10 -9 m = 4.25 x 10-7 m

Se tivermos um comprimento em metros, por exemplo 5,46 x 10-7 m, para obter o mesmo comprimento em nanómetros teremos de o dividir por 10-9:

5.46 x 10 -7 m = 5.46 x 10 -7 / 10-9 nm = 546 nm


As diferentes escalas de comprimentos correspondem a ordens de grandeza diferentes. 

Por exemplo, a escala atómica corresponde à ordem de grandeza do 10-10 metros, uma vez que os átomos têm diâmetros desta ordem de grandeza, isto é, próximo de uma centena de picómetros (100 pm) ou de um décimo do nanómetro (0,1 nm).

Para a escala atómica usa-se também o ângstrõm, uma unidade que não é do SI mas que se adequa bem a esta ordem de grandeza: 1 A = 10-10 metros.

A escala das moléculas varia entre 10-10 metros e 10-7 metros, isto é, entre 0.1 nanómetros e as centenas de nanómetros.

 

 

 

 

 

 

 

 

Pergunta 1


Classifique em verdadeiras ou falsas, cada uma das seguintes afirmações:

 

Pergunta 2

Selecione a opção correta. Considere a seguinte representação de um ião (a letra não corresponde ao símbolo químico).

 

 

Pergunta 3


Selecione a opção corrreta. Considere a seguinte representação de dois átomos (as letras não correspondem aos símbolos químicos).

 

 

Pergunta 4


Considere os seguintes números escritos em notação científica.

Tamanho de uma mitocôndria: 2,0x10-9 m
Raio de Vénus: 6,0x106 m

 

 

Pergunta 5

Estabeleça a associação correta entre as colunas seguintes.

 

1.1.2 Dimensões à escala atómica

 

Atualmente é possível obter imagens que revelam a estrutura da matéria à escala atómica e molecular (Fig. 5), graças à utilização de microscopia de alta resolução.


Estas imagens permitem fazer estimativas de dimensões à escala atómica e molecular.

Na Fig A. o diâmetro da base do agregado de átomos de ouro tem aproximadamente 1 nm.

Tal corresponde aproximadamente a seis átomos de carbono alinhados.

Então, o diâmetro dos átomos de carbono será aproximadamente 1/6 deste valor, ou seja, cerca de 0.17 nm.
 

É um valor próximo do que está estabelecido para o diâmetro do átomo do carbono: 0,14 nm = 1,4 x 10-10 m.

Com base na escala da Fig. B é possível estimar:
• o diâmetro aproximado da molécula: 1.5 nm = 1.5 x 10-9 m,
• a distância aproximada entre dois átomos: 0,15 nm = 1,5 x 10-10 m.

Conclui-se que a ordem de grandeza do diâmetro da molécula, expressa em metros, é 10-9 e que a da distância entre os átomos que a formam é 10 vezes menor, ou seja, 10-10

Para a Fig.B resultados similares seriam obtidos sabendo que a imagem está ampliada 32 milhões de vezes:


Considera-se que comprimentos entre l e 100 nanómetros pertencem à escala nanométrica.

 

Comprimentos de algumas centenas de picómetros já estão próximos de 1 nanómetro (por exemplo, 900 pm é quase 1 nm). Por isso pode-se escrever 0,1 nm em vez de 100 pm.

Poder-se-ia escrever 0,010 μm, em vez de 10 nm. Estes números representam o mesmo comprimento (10-8 metros), mas a sua expressão em nanómetros fornece uma melhor ideia da escala associada.

Mas, em vez de 1000 nanómetros, é mais adequado escrever 1 micrómetro (1 μm), pois este já é um comprimento à escala micrométrica, isto é, à escala do micrómetro.


 


A Tab. 4, exprime comprimentos em várias unidades, indicando-se a escala mais adequada. A verde está a escala pouco adequada.


A nanotecnologia é uma área emergente que se dedica à construção de estruturas à escala a tómica e molecular, isto é, manipulando átomos e moléculas, como se fossem peças de construção.


As propriedades físicas e químicas dos nanomateriais podem ser muito diferentes daquelas que encontramos na matéria manipulada em larga escala.

A estrutura da matéria pode ser modificada à escala atómica ou molecular para conferir ou incrementar propriedades desejáveis.

Um dos exemplos da nanotecnologia é a nanomedicina. Trata-se de estudar, projetar e fabricar estruturas em nanoescala capazes de prevenir, diagnosticar e tratar variadas doenças.

 

Desenvolvem-se atualmente pequenlssimos dispositivos que incapsulam os medicamentos e são capazes, por exemplo, de os largar em tecidos cancerosos, evitando efeitos secundários indesejáveis.

Os fulerenos e os nanotubos, descobertos no final do século XX, e o grafeno, descoberto no inicio do século XXI (Fig.8), são exemplos de materiais produzidos com base na nanotecnologia que se afiguram como o ponto de partida para a produção de muitos outros materiais.

Fig. 6 Modelos tridimensionais de um fulereno (futeboleno) (A), de um nanotubo (B) e de grafeno (C). O primeiro é uma molécula esférica, o segundo uma folha ele átomos de carbono enrolada e o terceiro uma folha plana de átomos de carbono.

Espera-que que a nanotecnologia abra portas a novidades fascinantes, como ecrãs ultrafinos e flexíveis de computador, têxteis superimpermeáveis ou materiais supercondutores (Tab. 5).

 

 

Pergunta 1

Selecione a opção correta.
A distância média entre os dois átomos na molécula de cloro é de 1,99x10-10 m.
Qual a unidade mais adequada para exprimir esta medida?

 

 

 

Pergunta 2

Selecione a opção que completa corretamente a afirmação seguinte.
A espessura de um cabelo varia entre 0,04 mm e 0,1 mm. Estes valores correspondem a ...

 

 

 

Pergunta 3

Selecione a opção correta.
Qual dos seguintes valores pertence à escala nanométrica.

 

 

 

 

Pergunta 4

Selecione a afirmação correta.
O raio do átomo de carbono é de 77 pm e a distância entre dois átomos de carbono numa rede de grafite é de 1,54x10-10 m.

 

 

 

Pergunta 5

A figura representa uma imagem obtida por microscopia de força atómica.

Selecione a opção que completa corretamente a afirmação seguinte.
A imagem foi obtida com uma ampliação de...

 

 

1.1.3 Massa isotópica e massa atómica relativa média

 

Já vimos que. à escala atómica. as dimensões são extremamente pequenas quando comparadas com as dimensões do nosso dia a dia. Também as massas dos átomos são extremamente pequenas:

• massa de átomo de hidrogénio, H: 1,67 x 10-27 kg
• massa de átomo de oxigénio, O: 2,67 x 10-26 kg

Para evitar usar números tão pequenos, é conveniente comparar as massas de átomos (ou de moléculas).

Se fixarmos que a massa de um átomo de hidrogénio é igual a 1, então poderemos afirmar que a massa de um átomo de oxigénio é 16.

Isto significa que a massa de um átomo de oxigénio é 16 vezes maior do que a massa do átomo de hidrogénio.

Para fazer este tipo de comparação, estabeleceu-se como massa padrão, ou de referência, a duodécima parte, isto é, 1/12, da massa de um átomo de carbono-12.

Um átomo de carbono-12  tem uma massa cerca de 12 vezes maior do que a massa de um átomo de hidrogénio.

Chama-se massa atómica relativa ao número de vezes que a massa de um átomo é maior do que a massa padrão, quer dizer, que é maior do que 1/12 da massa de um átomo de carbono-12.

Por isso a massa atómica relativa não tem unidades.

Mas um elemento químico pode ter átomos diferentes, ou seja, pode ter vários isótopos. Por isso, para um dado elemento químico, define-se massa atómica relativa média (Ar) como a média ponderada das massas atómicas relativas dos vários isótopos (chamadas massas isotópicas relativas).

A ponderação depende da abundância relativa de cada um dos isótopos na natureza.

No caso do elemento cloro:


Assim, a massa atómica relativa média do cloro é dada por:


Ou seja, a massa atómica relativa média do cloro é 35.5.

Isto significa que, em média, um átomo de cloro tem uma massa 35,5 vezes maior do que a massa de 1/12 de um átomo de carbono-12.

A massa atómica relativa média do elemento cloro (Ar= 35.5) está mais próxima da massa isotôpica relativa do cloro-35, uma vez que este isótopo é mais abundante do que o cloro-37.

A massa atómica relativa média está mais próxima da massa isotópica relativa do isótopo que for mais abundante.

Isótopos menos abundantes ou mesmo inexistentes na natureza podem ser muito úteis. Por exemplo, o tecnécio-99, isótopo instável produzido artificialmente, é usado para obter imagens médicas.

 

 

 

Pergunta 1

Complete adequadamente o texto relativo a este elemento.
O cloro-35 tem massa isotópica relativa de 34,97 e o cloro-37 de 36,97. A massa atómica relativa do cloro é 35,45.

O elemento cloro é constituído por dois isótopos estáveis: o cloro-35 e o ______. Atendendo à massa atómica relativa, pode afirma-se que o isótopo mais abundante é o ________ . As abundâncias relativas destes isótopos são _____ para o isótopo _______ e 24% para o isótopo ______.

 

 

Pergunta 2

Selecione a opção que completa corretamente a afirmação seguinte.
A massa atómica relativa do nitrogénio é de 14,01. Isto significa que ...

 

 

 

Pergunta 3

O oxigénio tem três isótopos:

Selecione a opção correta.

 

 

Pergunta 4

Classifique em verdadeira ou falsa, cada uma das seguintes afirmações:

 

 

Pergunta 5

 

O ferro, elemento essencial constituinte das células de todos os mamíferos e importante nos processos metabólicos, tem também enorme aplicabilidade a nível da indústria metalúrgica atendendo às suas propriedades. A sua massa atómica relativa é 55,85.
Complete de forma adequada o texto que caracteriza os seus isótopos.

Há vários _____ de ferro, cujo símbolo químico é Fe. O ______ abundante tem massa isotópica relativa de 55,93, 58Fe, logo seguido de outro, 54Fe, de massa isotópica relativa _______ . Sabendo que as abundâncias naturais destes isótopos são 91,7% e 5.9%, os restantes isótopos do ferro têm ______ número de neutrões do que estes.

 

 


1.1.4 Quantidade de matéria e massa molar

Além da massa e do comprimento, existem outras grandezas muito úteis em química. As que vamos estudar de seguida são:

• quantidade de matéria, n

• massa molar, M

A quantidade de matéria, grandeza representada pelo símbolo n. é uma das sete grandezas de base no SI. Por vezes chama-se também «quantidade química» ou «quantidade de substância», sendo esta designação menos adequada.

A unidade de quantidade de matéria é a mole (símbolo mol).

Uma mole é a quantidade de matéria de uma amostra que contém tantas entidades (átomos, moléculas, iões, etc.) quantos os átomos existentes em 0.012 kg de carbono-12.

Quantos átomos há em 0,012 kg de carbono-12? Existem 6,022 x 1023 átomos.

1 mol de moléculas de água (H2O) tem 6.022 x 1023 moléculas de água.

1 molde átomos de carbono (C) tem 6.022 x 1023 átomos de carbono.

1 mol de iões sódio (Na+) tem 6,022 x 1023 iões sódio.

1 mole (mol) é a quantidade de matéria (n) existente numa amostra que tem 6,022 x 1023 entidades

Este número é chamado número de Avogadro, em homenagem ao químico italiano Amedeo Avogadro. É um número incrivelmente grande!

• Se contássemos 10 milhões de moléculas por segundo. levaríamos dois mil milhões de anos a contar 6,022 x 1023 moléculas.

• Se empilhássemos 6.022 x 1023 folhas de papel, cada uma com 0.025 mm de espessura, teríamos uma altura 100 milhões de vezes maior do que a distância entre a Terra e o Sol.

Sendo os átomos tão pequenos, é preciso usar este número tão grande de átomos (6.022 x 1023) para termos uma amostra de matéria apreciável.

O número de entidades que existem numa mole de qualquer substância é expresso pela constante de Avogadro, cujo símbolo é NA (ou L).

A unidade mol/L para esta constante significa que existem 6,022 x 1023 entidades em cada mole.

Constante de Avogadro, NA

Número de entidades que existem numa mole:

NA = 6,022 x 1023 mol-1

O número de entidades (N) presentes numa amostra é diretamente proporcional à quantidade de matéria (n), sendo a constante de Avogadro (NA) a constante de proporcionalidade:

Colocam-se então as seguintes questões:

• Como saber quantas moléculas de sacarose tem um cubo de açúcar?

• Como medir uma certa quantidade de matéria, isto é, o número de moles, por exemplo, de uma gota de mercúrio?

A massa molar (M) indica a massa por unidade de quantidade de matéria, isto é, por cada mole. Exprime-se em gramas por mole (g/mol) e pode ser determinada por:

A massa molar indica qual é a massa que corresponde a uma mole de determinada substância, ou seja, a 6,023 x 1023 entidades.

Por exemplo:

M(O2) = 32,00 g/mol

M(H2) = 2,02 g/mol

M(H2O) = 18,02 g/mol

Estes valores serão fáceis de obter se soubermos que a massa molar de um elemento (M) é numericamente igual à massa atómica relativa (Ar) desse mesmo elemento.

Por exemplo, se Ar(H) = 1,01, então M(H) = 1,01 g/mol.

A massa molar da água calcula-se sabendo Ar(H) = 1  e Ar(O) = 16.00:

M(H2O) = 2 x M(H) + M(O) = 2 x 1 ,01 + 16,00 = 18,02 g/mol

 

Na atividade laboratorial AL 1.1 vamos determinar o volume e número de moléculas de uma gota de água.

 

Pergunta 1

Selecione a opção que melhor define a grandeza quantidade de matéria (n), cuja unidade é a mole (mol).

 

 

Pergunta 2

Classifique cada uma das afirmações seguintes como verdadeira ou falsa, tendo em conta o conceito de massa molar.

 

 

Pergunta 3

Selecione as opções que completam corretamente a frase.
A uma massa de 1 kg de CO2 corresponde ...
Dados: M(C02) = 44,0 g/mol

 

 

 

Pergunta 4

Selecione a opção correta.

 

 

Pergunta 5

Selecione as opções corretas.
Considere uma amostra de 3 mol de água (H2O) e outra amostra com 3 molde ozono (O3).

 

 

1.1.5 Fração molar e fração mássica

Numa mistura de dois componentes, A e B, a fração molar de A, x(A), é dada por:

A soma das frações molares dos componentes do sistema é sempre igual a 1.

A fração molar é adimensional (não tem unidades), pois resulta de um quociente entre duas grandezas com as mesmas dimensões.

Por exemplo, se a fração molar de oxigénio, O2, no ar for 0,20, isso significa que:

• por cada 1 mol de moléculas presentes na atmosfera, 0.20 mol são de oxigénio;

• em cada 100 moléculas presentes na atmosfera 20 moléculas são de oxigénio.

De forma análoga, define-se fração mássica de A, W(A), por:

 

A soma das frações mássicas de todos os componentes do sistema é sempre igual a 1.

Se multiplicarmos a fração mássica por 100, obtemos a percentagem em massa.

Para converter frações molares em mássicas é preciso conhecer a fração molar e a massa molar de todos os componentes.

Pergunta 1

A tabela mostra a composição de uma mistura de gases:

Estabeleça a associação correta entre as colunas seguintes.

 

Pergunta 2

Selecione a afirmação correta.

 

 

Pergunta 3

A fração molar de nitrogénio numa amostra de ar é de 0,79. Selecione a opção que completa corretamente a frase.

Isto significa que ...

 

 

Pergunta 4

Numa mistura a fração molar de um componente A é igual a 0,50.

Selecione a opção correta.

 

 

Pergunta 5

Um iogurte possui 0,3 % em massa de lípidos.

Selecione a opção correta.

 

 

Atividade Laboratorial 1.1

 

Volume e número de moléculas de uma gota de água

Pretende-se realizar uma atividade laboratorial que responda à questão:

Como determinar o volume, a massa e o número de moléculas existentes numa gota de água?

As medições podem ser diretas ou indiretas.

• medições diretas são obtidas por leitura num aparelho de medição.

• medições indiretas exigem cálculos, a partir de valores de medições diretas.

É possível fazer a medição direta do volume de uma só gota de água. Tal exige, contudo, uma pipeta digital (Fig.12).

 

Neste trabalho não vamos usar pipeta digital, pelo que vamos fazer uma medição indireta do volume de uma gota.

Neste caso, vamos contar um certo número de gotas e medir o volume total.

A partir do volume total e do número de gotas calculamos o volume de cada gota.

Para calcular a massa de uma gota procede-se de forma semelhante, medindo massa em vez de volume.

A medição só permite obter medidas corretas quando é feita com rigor.

Por isso é importante aprofundar conhecimentos sobre:

• algarismos significativos:
• incerteza de leitura;
• medição de massas;
• medição de volumes (leitura numa escala).

 

Questões pré-laboratoriais

1. A Fig. 13 mostra parte da escala de uma pipeta graduada, inicialmente cheia até ao zero, que foi usada para medir um volume de água vertido.

a) Indique o volume de água vertido, V1, apresentando-o com o número adequado de algarismos significativos.

b) Qual é a incerteza associada a esta pipeta?

c) Indique o volume de água vertido, apresentando-o com o respetivo intervalo de incerteza.

d) Determine o intervalo de valores no qual está contido o volume medido.

 


2. A partir da mesma pipeta, verteu-se mais uma gota e mediu-se novamente o volume. O valor registado para esse volume, V2, foi 0 ,65 ml.

a) Calcule o volume da gota: V2 - V1.

b) Qual é o número de algarismos significativos do resultado obtido?

 

 

3. Suponha agora que. após verter 100 gotas, se mediu o volume, V3, de 6,85 ml.

a) Calcule o volume de uma só gota: (V3 - V2)/100.

b) Qual é o número de algarismos significativos do resultado obtido?

 

 

4. Compare o resultado obtido em 3. com o obtido em 2. e discuta se será razoável medir o volume de uma só gota de líquido com uma pipeta graduada.

 

 

5. Usando a mesma balança de laboratório, mediu-se:

i) a massa de uma gota de água, m = 0,03 g

ii) a massa de 100 gotas de água, m = 3,14 g

Preveja, com base na comparação do número de algarismos significativos, qual será o valor afetado de maior incerteza: a massa de uma só gota medida diretamente ou a medida indiretamente a partir da massa total de 100 gotas.

 

 

Trabalho laboratorial


1. Os instrumentos de medição (Fig. 14) são amplamente usados em laboratórios de química para medir volumes.

Qual deles deve ser e scolhido para medir o volume de 100 gotas de água?

 

Atenda aos seguintes critérios:
• Deve ter a menor incerteza de leitura possível.
• Deve permitir verter a água gota a gota.

 

2. Para medir o volume de uma gota de água proceda do seguinte modo:

1. Encha uma bureta com água e acerte-a no zero.
2. Verta água a partir da bureta, contando 100 gotas.
3. Meça o volume escoado, isto é, o volume das 100 gotas de âgua, Vágua.
4. Registe a incerteza de leitura da bureta.

3. Para medir a massa de uma gota de líquido proceda do seguinte modo:


1. Escolha a balança que permita medir com menor incerteza de leitura.
2. Coloque um copo seco no prato da bauinça e registe a massa do copo, mcopo.
3. Verta água a partir da bureta para o copo, contando 100 gotas.
4. Registe o valor do massa do copo com 100 gotas de água, mágua+copo.
5. Calcule a massa das 100 gotas de água, mágua.
6. Registe a incerteza de leitura da balança.

 

4. Construa uma tabela semelhante à seguinte para registar os dados obtidos.

 

Questões pós-laboratoriais

1. Apresente o resultado das seguintes medições com a respetiva incerteza de leitura:
a) massa das 100 gotas de água, mágua;
b) volume de 100 gotas de água, vágua.

 

2. Indique o número de algarismos significativos para os resultados das seguintes medições:
a) massa das 100 gotas de água, mágua;
b) volume de 100 gotas de água, vágua.

 

3. Calcule a massa e o volume de uma só gota de água, apresentado o resultado com o número adequado de algarismos significativos:
a) massa de uma gota de água, mgota;
b) volume de uma gota de água, Vgota

 

4. A partir dos valores obtidos pode calcular-se o número de moléculas numa gota de água.
a) Qual dos valores (massa ou volume) se usa para calcular o número de moléculas numa gota de água? Que outra informação é necessária?
b) Calcule o número de moléculas que existem numa gota de água, com o número adequado de algarismos significativos.
e) Indique a ordem de grandeza do valor obtido em b).

 

 

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