Quimica

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Teoria e Exercícios de Química – 3º Trim Professora: Suzan Padilla Data: 26 / 09 /2006 Turma: 21___ Aluno (a): ________________________________________________________ nº______
" ... Pedras no caminho? Guardo todas! Um dia construirei um Castelo..."
1) Unidade de Massa Atômica (u) é um número que corresponde a 1 da massa do isótopo 12 do carbono. 12
2) Massa atômica (MA) de um átomo é umnúmero que indica quantas vezes esse átomo é mais “pesado” que 1 do isótopo do carbono-12. 12
3) Massa atômica (MA) de um elemento é a média ponderada das massas atômicas dos átomos de seus isótopos constituintes. Ex. Cl
35

- ocorrência: 75,4 % - MA = 34,997 u

Cl

37

- ocorrência: 24,6 % - MA = 36,975 u

MA do elemento Cl =

34 , 997 . 75 , 4 + 36 , 975 . 24 , 6 = 35 , 483 u 100

4)Massa Molecular (MM) de uma substância número que indica quantas vezes essa molécula é mais “pesado” que 1 do isótopo do carbono-12. Quando se fala da massa de substâncias não-moleculares usa-se o termo 12 massa fórmula (MF) Ex. MM da H2O = (2 . 1) + (1 . 16) = 18 u MM do CuSO4 . 5 H2O = (1 . 63,5) + (1 . 32) + (4 . 16 ) + ( 5 . 18) = 249,5 u
Exercícios – Grupo A 1) Determine a massa atômica doselementos: a) O 16 – MA: 15,9949 – ocorrência: 99,76 % O 17 MA: 16,9990 – ocorrência: 0,04 % O 18 – MA: 17,9990 – ocorrência: 0,20 % b) U 234 – MA: 234,11 – 0,008 % U 235 - MA: 235,11– 0,700 % U 238 – MA: 238,13 - 99,292 % 2) Determine as massas moleculares das substâncias: a) C2H6O b) H2SO4 c) C12H22O11 d) Ca3(PO4)2 e) Al2(CO3 )3 f) MgSO4 . 7 H2O 5. Número de Avogadro ou Constante de Avogadro Olá! Sou Amadeo Avogadro. Nasci em 1776 na Itália e fui o primeiro cientista a demonstrar matematicamente que uma amostra de qualquer elemento possui sempre o mesmo número de átomos (N), desde que tal amostra possua massa, em gramas, numericamente igual à massa atômica do elemento. Infelizmente, vim a falecer em 1856 sem descobrir o valor de N. Somente neste século, após muitos experimentos, foipossível determinar tal valor. N = 6,023 . 10 23 ou 6,02 . 10 23 ou 6 . 10 23 átomos g) CaCl2 . 6 H2O

Ex. H – MA = 1 u → em 1 g de hidrogênio encontram-se 6,02 . 10 23 átomos de H. Fe – MA = 56 u → em 56 g de ferro encontram-se 6,02 . 10 23 átomos de Fe.

1

6. Generalizando o número de Avogadro: Número de Avogadro é o número de “espécies” (6,02 . 10 23 átomos, moléculas, fórmulas, íons, etc.)existentes quando a massa atômica, a massa molecular e a massa fórmula da espécie considerada são expressas em gramas. Ex. Na – MA = 23 u → 23 g de Na = 6,02 .1023 átomos de Na. NaBr – MF = 103 u → 103 g de NaBr = 6,02 .1023 fórmulas de NaBr. H2O – MM = 18 u → 18 g de H2O = 6,02 .1023 moléculas de H2O. 7. Mol é a quantidade de matéria de um sistema que contém tantas entidades elementares quantosão os átomos contidos em 0,012 kg de 12 C. Quando se utiliza o mol, as entidades elementares devem ser especificadas, podendo ser átomos, moléculas, elétrons, outras partículas ou agrupamentos especificados por tais partículas”. (IUPAC, 1971). 1 mol = número de Avogadro de entidades quaisquer Portanto: 1 mol de átomos = 6,02 .1023 átomos 1 mol de moléculas = 6,02 .1023 moléculas Massa (g) MA (g) MM(g) 1 mol de fórmulas = 6,02 .1023 fórmulas 1 mol de elétrons = 6,02 . 1023 elétrons Número de entidades 6,02 .1023 átomos 6,02 .1023 moléculas

1 mol de átomos 1 mol de moléculas

Ex. Al (MA = 27 u) → 1 mol de Al = 27 g = 6,02 . 10 23 átomos de Al H2SO4 (MM = 98 u) → 1 mol de H2SO4 = 98 g = 6,02 . 10 23 moléculas de H2SO4 8. Massa Molar de uma certa espécie é a massa correspondente a um molda referida “espécie”. Unidade: g / mol ou g . mol - 1 Ex. N – MA = 14 u → massa molar do N = 14 g/mol ou 14 g . mol - 1 HNO3 – MM = 63 u → massa molar do HNO3 = 63 g/mol ou 63 g . mol
-1

EXERCÍCIOS: Grupo B 1) Determine o número de mols existente em: a) 60 g de cálcio b) 80 g de enxofre c) 40 g de bromo d) 196 g de H3 PO4 e) 59,5 g de NH3 f) 3,6 g de H2O 2) Determine a massa existente em:...
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