MASSAS E MEDIDAS PROF. AGAMENON ROBERTO < 2010 > Prof. Agamenon Roberto ATOMÍSTICA MASSAS E MEDIDAS UNIDADE DE MASSA ATÔMICA (u.m.a.) Para pesar ou medir algo se torna necessário escolher um padrão, o que é feito sempre arbitrariamente e usá-lo como unidade. Na química, atualmente, usa-se como átomo padrão o isótopo de carbono de número de massa 12. A esse átomo foi atribuída a massa www.agamenonquimica.com 2 Aplicação: 01)(UFPB) A massa de três átomos do isótopo 12 do carbono é igual à massa de dois átomos de um certo elemento X. Pode-se dizer, então, que a massa atômica de X, em unidades de massa atômica, é: Dado: massa atômica do carbono = 12 u. a) b) c) d) e) 12. 36. 18. 3. 24. relativa 12 e, em seguida, dividimos o carbono 12 em doze partes iguais, tomando-se uma dessas MASSA ATÔMICA DO ELEMENTO QUÍMICO partes como unidade padrão para a medida das A massa atômica de um elemento químico é massas atômicas e moleculares. Esta fração dada pela média ponderada das massas recebeu o nome de unidade de massa atômica. atômicas de seus isótopos, onde a porcentagem com que cada aparece na Átomo de carbono 12 (massa = 12) natureza é o peso. Exemplo: O cloro possui dois isótopos de pesos atômicos 35u e 37u, com porcentagens, respectivamente, iguais a 75% e 25%. m = 35 . 75 + 37 . 25 2625 + 925 = 100 m = 3550 100 = 35,50 u.m.a. 100 1 unidade de massa atômica (u.m.a.) Exercícios: MASSA ATÔMICA É um número que indica quantas vezes um determinado átomo é mais pesado que 1/12 do carbono 12 (ou 1 u.m.a ). Exemplos: Massa atômica do “Mg” é 24 u.m.a, isto significa dizer que o átomo de magnésio é 24 vezes mais pesado que 1 u.m.a . Massa atômica do “Fe” é 56 u.m.a, isto significa dizer que o átomo de ferro é 56 vezes mais pesado que 1 u.m.a . 01) 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) b) c) d) e) 1,70 u. 1,50 u. 1,00 u. 2,00 u. 2,70 u. 02) O elemento lítio, tal como ocorre na natureza, 7 6 consiste em dois isótopos: Li e Li. 92,6% 7 são do isótopo Li. A massa atômica média do lítio natural, em unidades de massa atômica é: a) b) c) d) e) 6,45. 6,39. 6,57. 6,93. 6,88. Prof. Agamenon Roberto ATOMÍSTICA 03) Um elemento X tem massa atômica média 63 igual a 63,5 u. e apresenta os isótopos X e 65 X. A abundância do isótopo 63 no elemento X é: a) b) c) d) e) 10. 10,5. 10,8. 11,0. 11,5. É um número que indica quantas vezes uma molécula é mais pesada que 1/12 do carbono 12. De uma maneira prática, calculamos a massa molecular somando-se todos os pesos atômicos dos átomos que formam a molécula. O ácido sulfúrico ( H2SO4 ) Dados: H = 1 u.m.a.; S = 32 u.m.a.;O = 16 u.m.a. H: 2 . 1 = 2 S: 1 . 32 = 32 O: 4 . 16 = 64 + 98 u.m.a. Isto significa dizer que uma molécula do ácido sulfúrico é 98 vezes mais pesada que 1 u.m.a. Exercícios: 01) A massa molecular do composto: Na2SO4 . 3 H2O é: Dados: H = 1u.;Na = 23u.; S = 32u.; O = 16u. 142 u. 196 u. 426 u. 444 u. 668 u. 5. 6. 7. 8. 16. 03) (U. ANÁPOLIS-GO) Um composto Al2(XO4)3 apresenta uma “massa molecular” igual a 342 u. Determine a massa atômica do elemento “X”. Dados: O = 16 u.; Al = 27 u. a) b) c) d) e) 8 u. 16 u. 32 u. 48 u. 96 u. A água pesada D2O, utilizada como moderador em reatores nucleares, apresenta na sua molécula um isótopo do hidrogênio, o deutério (D), que contém no seu núcleo um nêutron. A massa molecular da água pesada é: a) 17,0. b) 18,0. c) 19,0. d) 20,0. e) 21,0. 05) Atualmente tem-se como padrão internacional de escala de massas atômicas: Exemplo: a) b) c) d) e) a) b) c) d) e) 04) MASSA MOLECULAR (M) 3 02) A massa molecular da espécie H4P2OX vale 178 u. Podemos afirmar que o valor de “x” é: Dados: H = 1 u.; O = 16 u.; P = 31 u. 25%. 63%. 65%. 75%. 80%. 04) Na natureza, de cada 5 átomos de boro, 1 tem massa atômica igual a 10 e 4 têm massa atômica igual a 11 u. Com base nesses dados, a massa atômica do boro, expressa em u, é: a) b) c) d) e) www.agamenonquimica.com a) b) c) d) e) A mistura isotópica do oxigênio. A mistura isotópica do carbono. O isótopo carbono 12. O isótopo oxigênio 16. O isótopo hidrogênio 1. 06) Na tabela periódica atual, a massa atômica de cada elemento químico aparece como número não inteiro porque: a) Há imprecisão nos métodos experimentais empregados. b) É a média aritmética das massas atômicas dos elementos superiores e inferiores da mesma família. c) É a média aritmética das massas atômicas dos elementos com igual número de prótons. d) É a média ponderada das massas atômicas dos isótopos naturais do elemento. e) É sempre múltipla da massa atômica do hidrogênio. Prof. Agamenon Roberto ATOMÍSTICA NÚMERO DE AVOGADRO existentes em uma massa, em gramas, igual à massa molecular ou massa atômica. Este número é igual a 6,02 x 10 23. Exemplos: Em uma massa de 56 g de átomos de ferro (peso atômico 56 u.) existem 6,02 x 10 23 átomos de ferro. Em uma massa igual a 18g de H2O (massa molecular 18 u) existem 6,02 x 10 23 moléculas de água. Exercícios: 01) Num determinado tratamento de água, foi utilizado 0,355 mg de cloro (Cl2) por litro de água. O número de moléculas de cloro utilizadas por litro foi de: Dado: Peso atômico do cloro = 35,5u a) 3,01 x 10 18. 19 b) 3,01 x 10 . c) 3,01 x 10 23. d) 6,02 x 10 18. e) 6,02 x 10 23. MOL É igual 4 Exercícios: É o número de entidades (moléculas ou átomos) www.agamenonquimica.com ao número de Avogadro de 01) Em uma amostra de 1,15g de átomos de sódio, o número de átomos é igual a: Dado: Peso atômico do sódio = 23u a) b) c) d) e) 6,0 x 3,0 x 6,0 x 3,0 x 1,0 x 23 10 . 10 23. 10 22. 10 22. 10 22. 02) 3,0 x 10 23 moléculas de certa substância “A” têm massa igual à 14g. A massa molar dessa substância é: a) 56 g / mol. b) 28 g / mol. c) 26 g / mol. d) 14 g / mol. e) 7,0 g / mol. 03) Uma amostra de 12,04 x 10 H2O contém: a) 0,5 mol de água. b) 1,0 mol de água. c) 1,5 mols de água. d) 2,0 mols de água. e) 2,5 mols de água. 23 moléculas de 04) 0,4 mol de uma substância X2 tem massa 64g. A massa molar do átomo de X é: a) 16g. b) 19g. c) 35,5g. d) 80g. e) 160g. 05) Qual é a massa de 10 mols de glicose (C6H12O6) e quantas moléculas apresentam? entidades de qualquer espécie. Exemplos: 1 mol de água H O pesa 18g H 1 mol de gás carbônico O C O 1 mol de iodo I I contém 23 6,02 x 10 moléculas contém pesa 23 44g 6,02 x 10 moléculas pesa 254g contém 23 6,02 x 10 moléculas 06) A sacarose é um açúcar de massa molar 342g/mol, com fórmula C12H22O11. O número de átomos existentes em um grama de sacarose é: 23 a) 6,02 x 10 . b) 3,14 x 10 20. c) 7,92 x 10 22. 25 d) 5,03 x 10 . 27 e) 4,5 x 10 . 07) (Covest-91) 18g de água contém: Dados: H = 1 g/ mol; O = 16 g/ mol a) 2 átomos de hidrogênio e 1 átomo de oxigênio. b) 2 íons H + e 1 íon O 2- . + c) 1 íon H e 1 íon OH . 23 d) 12,04 x 10 átomos de hidrogênio e 6,02 x 1023 átomos de oxigênio. e) 6,02 x 1023 íons H+ e 3,01 x 10 23 íons O2- Prof. Agamenon Roberto ATOMÍSTICA www.agamenonquimica.com 5 08) Cinco mols de H4P2O7 irão conter: 0 1 2 3 4 0 1 2 3 4 5 mols de átomos de hidrogênio. 10 átomos de fósforo. 10 mols de átomos de fósforo. 35 átomos de oxigênio. 23 6,02 x 10 mols de átomos de hidrogênio. 09) Quantas vezes a massa da molécula de glicose (C6H12O6) é maior que a da molécula de água? Dados: H = 1g/mol; C = 12g/mol; O = 16g/mol. a) 2. b) 4. c) 6. d) 8. e) 10. 10) Quantos mols de átomos de hidrogênio há em 0,50 mol de H4P2O7? a) b) c) d) e) 0,50 mol. 1,0 mol. 2,0 mols. 2,5 mols. 4,0 mols. 11) A massa de 0,002 mol de uma substância SOx é igual a 0,16g. Qual o valor de “x”? Dados: O = 16g/mol; S= 32g/mol. a) b) c) d) e) 1. 2. 3. 4. 5. 12) A substância butano, existente nos isqueiros possui fórmula C4H10. Observe agora os sistemas: I. Molécula O3. II. Berílio – 9. III. Hidrogênio – 1. IV. Cálcio – 40. V. Hélio – 4. Uma molécula de butano pesará tanto quanto a soma do sistema: Dados: C = 12 g/mol; O = 16 g/mol. a) b) c) d) e) IV + V. I + III + II. IV + II + I. V + III + I. I + II + V. CONDIÇÕES NORMAIS DE TEMPERATURA E PRESSÃO (CNTP) Dizemos que um gás se encontra nas CNTP quando: P = 1 atm ou 760 mmHg e T = 0°C ou 273 K VOLUME MOLAR DE UM GÁS É o volume ocupado por um mol de um gás. Nas CNTP o volume molar de qualquer gás é de 22,4 L. Exercícios: 01) Assinale a alternativa correspondente ao volume ocupado por 0,25 mol de gás carbônico (CO2) nas condições normais de temperatura e pressão (CNTP): a) b) c) d) e) 0,25 L. 0,50 L. 5,60 L. 11,2 L. 22,4 L. 02) Nas CNTP, o volume ocupado por 10g de monóxido de carbono é: Dados: C = 12 u; O = 16 u. a) b) c) d) e) 6,0 L. 8,0 L. 9,0 L. 10 L. 12 L. 03) (FEI-SP) Um frasco completamente vazio tem massa 820g e cheio de oxigênio tem massa 844g. A capacidade do frasco, sabendo-se que o oxigênio se encontra nas condições normais de temperatura e pressão é: Dados: massa molar do O2 = 32g/mol; volume molar dos gases nas CNTP = 22,4 L/mol. a) b) c) d) e) 16,8 L. 18,3 L. 33,6 L. 36,6 L. 54,1 L.