Por exemplo, o Oxigênio tem massa atômica de 16u , pois é mais pesado 16 vezes em relação à 1 parte de 12 de um átomo de carbono-12.
O átomo de Helio possui 4u , ou seja, sua massa é o equivalente à 1/3 da massa de um átomo de 12C.

Obs: muitas vezes o u da unidade é omitido em tabelas periódicas ou provas de vestibulares.

Massa atômica de um elemento químico:

Os elementos químicos podem possuir vários isótopos (mesmo número atômico porém massa diferente), mas não seria viável representá-los todos na tabela periódica. Por isso, as massas atômicas que vemos nessas tabelas, são médias ponderadas das massas dos diversos isótopos estáveis existentes no universo que esse elemento químico possui.
Por exemplo, o oxigênio possui três isótopos estáveis:

- 16O - MA = 16u , equivale à 99,7% de todos os átomos de oxigênio do universo

- 17O - MA = 17u , são apenas 0,03% dos átomos de O

- 18O - MA = 18u , abundância de 0,2%

Como era previsto, a média ponderada deu um valor próximo à 16, já que 99,7% dos átomos de oxigênio possuem essa MA.

Agora veremos o exemplo do Cloro. Isótopos estáveis de cloro:

- 35Cl - MA = 35u , representa 75,4% dos átomos de cloro

- 37Cl - MA = 37u , é 24,6% dos átomos de cloro

- H = 1u , como são dois hidrogênios = 2u

- O = 16u

- H2O = 2u + 16u = 18u

A definição geral de número de mol refere-se à quantidade de matéria de um sistema que contém tantas entidades elementares (átomos, prótons, nêutrons, elétrons) quantas as contidas em 12 g do isótopo do carbono-12.

Por essa razão, o número de mol tem uma relação direta com a constante de Avogadro (6,02.1023 entidades). Isso significa que 1 mol de uma matéria apresenta 6,02.1023 entidades elementares dessa matéria. Exemplos:

1 mol de cobre: possui 6,02.1023 átomos de cobre, tomando como referência apenas o elemento químico;

1 mol de cobre: possui 29.6,02.1023 prótons, uma vez que no núcleo de cada átomo de cobre há 29 prótons, de acordo com seu número atômico;

1 mol de cobre: 29.6,02.1023 elétrons, pois nas eletrosferas de cada átomo de cobre há 29 elétrons, de acordo com o número atômico;

1 mol de cobre: 63,5 gramas, que é a massa em gramas correspondente a 6,02. 1023 átomos de cobre;

1 mol de O2: possui 6,02.1023 moléculas, pois trata-se de uma substância molecular simples;

1 mol de CO2: possui 6,02.1023 moléculas, pois trata-se de uma substância molecular composta;

1 mol de NaCl: possui 6,02.1023 íons fórmula, pois trata-se de uma substância composta iônica;

1 mol de CO2: ocupa 22,4 L, que corresponde ao espaço ocupado por 6,02.1023 moléculas de CO2.

Como vimos, a partir do número de mol, é possível determinar diversos dados referentes a uma matéria, independentemente do seu estado físico ou constituição. Entretanto, caso o exercício não forneça o número de mol, podemos determiná-lo de uma maneira bastante simples:

n = m

     M

Dessa forma, basta dividir a massa (m) da matéria por sua massa molar (M).

A massa molar é determinada pela multiplicação da quantidade de átomos do elemento por sua massa atômica. Em seguida, somam-se todos os resultados encontrados. A unidade dessa massa é o g/mol.

Assim, quando um exercício fornecer uma massa, número de entidades (átomos, moléculas, prótons, volume, etc.), temos a condição de determinar o número de mol, partindo sempre do pressuposto que:

1 mol -------6,02.1023 entidades elementares-----massa molar-------volume molar (22,4 L)

Uma molécula pode ser formada por átomos do mesmo elemento químico (homonuclear) ou de elementos químicos diferentes (heteronuclear).

A ligação covalente é uma modalidade de ligação química em que os átomos compartilham elétrons.

A ligação química é formada por ametais, pois são espécies químicas que não possuem tendência a perder elétrons e que têm maior tendência a receber elétrons.

Uma molécula pode ser classificada quanto ao número de átomos presentes, quanto à geometria e quanto à polaridade.

Uma molécula pode ser representada graficamente por uma fórmula molecular, a qual contém o número de átomos presentes na molécula.

A lei de Avogadro é aplicada apenas se o gás, ou os gases, estiver em condições normais de temperatura e pressão (CNTP), ou seja:

Pressão = 1 atm

Temperatura = 0oC ou 273K

Constante geral dos gases (R) = 0,082
Número de mol = 1 mol

Baseados nesses dados e conhecendo a equação de Clapeyron, demonstrada abaixo:

P.V = n.R.T

1.V = 1.0,082.273

V = 22,386 L

Temos condição de determinar o volume molar. O espaço ocupado por um mol de um gás é igual a 22,386 L ou, simplesmente, 22,4 L. Assim, as seguintes relações podem ser utilizadas:

1 mol de moléculas----------6,02.1023 moléculas--------ocupam um volume de 22,4 L

1 mol de átomos----------6,02.1023 átomos--------ocupam um volume de 22,4 L

Por exemplo: há a impureza dos reagentes, seu manejo inadequado, imprecisão das medidas efetuadas pelos aparelhos do laboratório ou máquinas industriais, não completude da reação no momento em as medições são feitas, uma reação concorrente (isto é, que ocorre exatamente ao mesmo tempo em que a nossa reação de interesse pode consumir os reagentes utilizados), a pressão e a temperatura podem variar, e assim por diante.
Todos esses fatores devem ser levados em consideração para que se prepare a máxima quantidade de produtos a partir de uma determinada quantidade de reagente. Vamos ver, por exemplo, o que acontece quando a reação não ocorre com o consumo total dos reagentes em razão do excesso de um deles, porque muitas vezes na indústria os reagentes não são colocados em contato nas proporções exatas.

Por exemplo, considere a reação abaixo entre o monóxido de carbono e o oxigênio:

2 CO (g) + O2 (g) → 2CO2(g)

Com base na proporção estequiométrica mostrada na reação balanceada acima, são necessárias duas moléculas de monóxido de carbono para reagir com uma de oxigênio, gerando duas moléculas de dióxido de carbono. A proporção é, portanto, 2 : 1 : 2. Se essa proporção for mudada e um dos reagentes estiver em excesso, a reação não ocorrerá da mesma maneira:

2 CO (g) + 2 O2 (g) → 2 CO2(g) + O2 (g)

Considerando o exemplo acima, que não está na proporção estequiométrica, verifica-se que o monóxido de carbono é totalmente consumido enquanto que o oxigênio não. Isto significa que o oxigênio é o reagente em excesso e o monóxido de carbono é o reagente limitante.

O reagente limitante realmente limita a reação, pois depois que ele é totalmente consumido, a reação cessa, não importando a quantidade em excesso que ainda tenha do outro reagente.

Determinação do reagente limitante:

A partir da equação química balanceada é possível determinar quem é o reagente limitante e o que está em excesso e a relação entre as quantidades das substâncias envolvidas.

Vejamos um exemplo de como realizar este cálculo; consideremos o caso da combustão do álcool:

Problema: Uma massa de 138 g álcool etílico (C2H6O) foi posta para queimar com 320g de oxigênio (O2), em condições normais de temperatura e pressão. Qual é a massa de gás carbônico liberado e o excesso de reagente, se houver?

Resolução:

A reação balanceada é dada por:

1 C2H6O(V)   + 3 O2(g) → 2CO2(g) + 3H2O(v)

1 mol                  3 mol         2 mol

46 g                    96g            88g

138g                  320g

Só de analisarmos os dados, vemos que a massa de oxigênio é proporcionalmente maior que a do álcool, assim o oxigênio é o reagente em excesso e o álcool etílico é o reagente limitante.

Calculando a massa de gás carbônico formado a partir da quantidade do reagente limitante:

46g de C2H6O ------------88g de CO2

138g de C2H6O ------------x

x = 264 g de CO2

A massa de oxigênio em excesso é determinada de forma análoga:

46g de C2H6O ------------ 96 O2

138g de C2H6O ------------x

x = 288 g de O2

A massa em excesso é a diferença da massa que foi colocada para reagir e a que efetivamente reagiu:

320g - 288g= 32 g