1 Semana - Quimica
Autor: Frederico A G Silva | Publicado: 2011-03-02T15:44:00-08:00

http://vestibular.uol.com.br/ultnot/resumos/ult2767u34.jhtm

Constante de AvogadroOrigem: Wikipédia, a enciclopédia livre.A&nbsp;constante de Avogadro[1], ou antigamente conhecida como&nbsp;número de Avogadro&nbsp;(em homenagem a&nbsp;Amedeo Avogadro), é uma constante física fundamental que representa um&nbsp;mol&nbsp;de entidades elementares (entidades elementares significando&nbsp;átomos,&nbsp;moléculas,&nbsp;íons,&nbsp;eletrons, outras partículas, ou grupos específicos de tais partículas).Formalmente, a constante de Avogadro é definida como o número de átomos de&nbsp;carbono-12&nbsp;em 12&nbsp;gramas&nbsp;(0,012&nbsp;kg) de&nbsp;carbono-12, o que é aproximadamente igual a 6,02 × 1023. Historicamente, o carbono-12 foi escolhido como substância de referência porque sua&nbsp;massa atômica&nbsp;podia ser medida de maneira bastante precisa.Conhecendo-se a constante de Avogadro e a&nbsp;massa atômica&nbsp;de um&nbsp;elemento, é possível calcular a massa em&nbsp;gramas&nbsp;de um único&nbsp;átomo.
Índice&nbsp;[esconder]1&nbsp;O valor da constante
2&nbsp;Exemplo de cálculo de massa
3&nbsp;Veja também
4&nbsp;Referências

[editar]O valor da constanteA constante de Avogadro é reavaliada à medida que novos métodos, mais precisos e exatos, são desenvolvidos. Atualmente, a&nbsp;CODATA&nbsp;(CODATA, 2007)[2]&nbsp;recomenda o valor para a constante de Avogadro como sendo:
&nbsp;(notação concisa)ou
Este é o melhor valor estimado para esta constante, conhecido também como&nbsp;valor verdadeiro convencional (de uma grandeza)[3]&nbsp;.[editar]Exemplo de cálculo de massaVamos calcular, por exemplo, a massa de um átomo de alumínio em&nbsp;gramas. Consideraremos que o número de Avogadro é&nbsp;Na&nbsp;= 6 × 1023.Primeiro temos que descobrir a massa molar do átomo de alumínio, que é numericamente igual à&nbsp;massa atômica&nbsp;do alumínio (27&nbsp;u). Ou seja,&nbsp;.
Sabendo isso, temos que 27 g de alumínio (Al) correspondem a 1 mol de átomos ou 6 × 1023&nbsp;átomos. Resta descobrir a massa&nbsp;m&nbsp;que corresponde a 1 átomo de alumínio .
Tendo isso em vista, concluímos, fazendo uma proporção simples, que&nbsp;&nbsp;ou&nbsp;. Esse resultado é a massa do átomo de alumínio em gramas.
[editar]Veja tambémmol
Massa atômica
Massa molar
Referências↑&nbsp;IUPAC Compendium of Chemical Terminology, Electronic version,&nbsp;Definição de Constante de Avogadro. Disponível em: &lt;http://goldbook.iupac.org/A00543.html&gt;. Acesso em: 03 jul. 2007.
↑&nbsp;NIST.&nbsp;Avogadro constant. Disponível em: &lt;http://physics.nist.gov/cgi-bin/cuu/Value?na%7Csearch_for=Avogadro+constant&gt;. Acesso em: 23 jun 2008.
↑&nbsp;INMETRO.&nbsp;Vocabulário internacional de termos fundamentais e gerais de metrologia. Disponível em: &lt;http://www.inmetro.gov.br/infotec/publicacoes/vim.pdf&gt;. Acesso em: 03 jul. 2007.

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Lei das proporções definidas ou Lei de Proust

Você vai fazer um bolo e com a quantidade de ingredientes que você fez o bolo não deu para todo mundo. Daí pra fazer outro bolo que seja três vezes maior e com o mesmo sabor que o outro você precisa multiplicar a quantidade dos ingredientes três vezes.

Da mesma maneira, se você quiser fazer um bolo que seja a metade do primeiro, a medida de cada ingrediente devera ser dividida por dois.

O raciocínio que fizemos para o caso do bolo é feito também pelos químicos ao realizar uma reação química. Isso porque quando duas substancias reagem para formar um composto elas devem ser combinadas em quantidades proporcionais.


Definição da lei 

A lei de Proust pode ser enunciada da seguinte maneira:

Quando duas ou mais substancias se combinam para formar um composto, elas devem guardar entre si proporções certas e definidas.


Explicação da lei 

Ex: para obter sulfeto de ferro, devemos combinar o ferro e o enxofre na seguinte proporção: 7 partes de ferro para 4 partes de enxofre. Assim obtemos 11 partes de sulfeto de ferro.

De acordo com a lei temos: 

7g de ferro + 4g de enxofre = 11g de sulfeto de ferro 

Combinado 9g de ferro com 4g de enxofre, ainda assim conseguimos 11g de sulfeto de ferro, mas sobram 2g de ferro.

Da mesma maneira, ao combinar 7g de ferro com 5g de enxofre, iremos obter também 11g de sulfeto de ferro, mas agora sobrará 1g de enxofre.

Observe que, nessa combinação, a quantidade de ferro e enxofre pode ser diferente de 7g e 4g, respectivamente, mas ambas as substancias reagem sempre na relação de 7 para 4.

Pode-se perguntar: Por que a proporção das substancias reagentes para a formação do sulfeto de ferro é de 7 partes de ferro para 4 partes de enxofre?

Essa relação pode ser também conseguida pela massa atômica dos elementos. Como a massa atômica do ferro é 56 e a do enxofre é 32. Temos a proporção: 56:32

Para simplificar, dividimos cada um desses números pelo Maximo divisor comum, que é , e chegamos ao seguinte resultado: 7:4

Assim podemos concluir que na formação desse composto, os elementos com maior massa atômica participam em maior proporção.\


Lavoisier e Proust: leis que fundamentaram a química 

As leis de Lavoisier e Proust consistem em medir a quantidade de uma substancia em laboratório e industria.

a lei de Lavoisier é a garantia de que num processo químico não ocorre criação nem destruição de matéria, por isso é denominada lei da conservação da massa;

a lei de Proust é a garantia da proporcionalidade entre as massa das substancias reagentes e dos produtos numa reação química; por isso, é denominada lei das Proporções Definidas.

Essas leis, na industria e no laboratório, servem tanto para calcular a quantidade de reagentes no preparo de substancias como a quantidade de produtos que deverão ser obtidos.