QUÍMICA 1 1º ANO RELAÇÕES DE MASSA

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1 QUÍMICA 1 1º ANO RELAÇÕES DE MASSA PROFª ELAINE CRISTINA

2 1. UNIDADE DE MASSA ATÔMICA A escala de massas atômicas está baseada no isótopo do carbono com número de massa igual a 12, ao qual foi atribuída exatamente a massa de 12 unidades de massa atômica (u). 1u = 1, g.

3 2. MASSA ATÔMICA DE UM ÁTOMO (MA) A massa atômica de um átomo é sua massa determinada em u, é a massa comparada com a de 1/12 da massa do 12 C. Usaremos o número de massa como se fosse a massa atômica. Dizer que a massa atômica do átomo de 4 He é igual a 4u significa que a massa de um átomo de 4 He é 4 vezes maior que a massa de 1/12 do 12 C.

4 3. MASSA ATÔMICA DE UM ELEMENTO (MA) A grande maioria dos elementos químicos é constituída por uma mistura de isótopos. Quando um elemento é formado por um único tipo de átomo, sua massa atômica (MA) é a massa atômica do átomo. Quando um elemento químico é constituído por isótopos, sua massa atômica (MA) é determinada calculando-se a média ponderada das massas atômicas de seus isótopos.

5 Exemplo: ISÓTOPOS 24 Mg 25 Mg 26 Mg ABUNDÂNCIA 78,8% 10% 11,1% MA = , ,1 100 M A = 1891, MA = 24,298 u

6 Um elemento químico genérico X, tem três isótopos com os pesos atômicos 1, 2 e 3 com porcentagens respectivamente, iguais a 50%, 30% e 20%. A massa do elemento X é: a) 1,70 u. b) 1,50 u. c) 1,00 u. d) 2,00 u. e) 2,70 u.

7 O elemento lítio, tal como ocorre na natureza, consiste em dois isótopos: 7 Li e 6 Li. 92,6% são do isótopo 7 Li. A massa atômica média do lítio natural, em unidades de massa atômica é: a) 6,45. b) 6,39. c) 6,57. d) 6,93. e) 6,88.

8 Um elemento X tem massa atômica média igual a 63,5u e apresenta os isótopos 63 X e 65 X. A abundância do isótopo 63 no elemento X é: a) 25%. b) 63%. c) 65%. d) 75%. e) 80%.

9 4. MASSA MOLECULAR (MM) As moléculas são formadas por átomos unidos por meio de ligações covalentes. Dessa maneira, a massa da molécula é numericamente igual à soma das massas dos átomos que a constituem. Ex.: H 2 O = = 18u C 5 H 10 = = 70u Como os compostos formados por ligações iônicas não são constituídos por moléculas, não podemos usar para eles a expressão massa molecular. Para os compostos iônicos, usaremos a expressão massa-fórmula.

10 04. CONSTANTE DE AVOGADRO Amedeo Avogadro ( ) foi o primeiro cientista a conceber a idéia de que uma amostra de um elemento, com massa em gramas numericamente igual à sua massa atômica (MM), apresenta sempre o mesmo número de átomos (N). Avogadro não conseguiu determinar o valor de N, somente ao longo do século XX esse valor foi determinado e denominado Número de Avogadro. Esse número N tem como valor: 6,

11 Ex.: Elemento Cálcio (MA = 40u) 1u = 1, g 1 átomo de Ca possui uma massa em g 40.1, , átomos de Ca X X = 40 EM UMA MASSA EM GRAMAS NUMERICAMENTE IGUAL À MASSA ATÔMICA, PARA QUALQUER ELEMENTO, EXISTEM 6, ÁTOMOS.

12 5. MOL: A UNIDADE DE QUANTIDADE DE MATÉRIA A partir da determinação do número de Avogadro, podemos também determinar as quantidades de átomos ou moléculas, só que para isso devemos estabelecer uma nova unidade. Como trabalhamos com átomos e moléculas, que são extremamente pequenos, vamos tomar como unidade, os conjuntos formados por 6, partículas (átomos, moléculas, íons, etc.). Essa unidade recebe o nome de MOL.

13 Mol é a quantidade de matéria que contém 6, entidades 6. MASSA MOLAR (M) Massa molar é a massa que contém 6, entidades. Sua unidade é grama/mol. Ex.: Hg MA = 201u 201g de Hg contém 6, g de Hg equivalem a 1 mol de Hg Massa molar do Hg = 201g/mol

14 A partir de uma amostra que apresenta determinada massa de um elemento químico ou substância e conhecendo sua massa molar, podemos determinar quantos mols e quantas entidades químicas constituem essa amostra. Considere uma amostra de massa igual a m gramas, de uma espécie química cuja massa molar seja igual a M g/mol. Com esses dados, pode-se determinar o número de mols (n) que constitui essa espécie química, utilizando a relação matemática: n = massa = m = g n = m mol Massa Educação molar para toda M a vida g/mol M

15 n = massa = m = g n = m mol Massa molar M g/mol M Ex.: Calcule o número de mols e o número de moléculas de Amônia presentes em uma amostra NH 3 de massa igual a 51g (MM NH 3 = 17g/mol). 1 mol de moléculas de NH 3 17g X 51g X = 3 mols de moléculas

16 1 mol de moléculas de NH 3 6, mols de moléculas de NH 3 Y Y = 1, moléculas

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