QUÍMICA 3AULAS 1 E 2 – TEORIA ATÔMICO MOLECULAR
MASSA ATÔMICAMassa atômica é a massa relativa a um átomo. Sua unidade, por convenção, é a unidade de massaatômica, represe...
MASSA ATÔMICA relativa dos isótopos de um elementoA massa relativa entre os Isótopos (átomos com mesmo Z, em que só a mass...
1u–Massa em gramas de 1u– constante de AvogadroExperimentalmente, determinou-se que a massa de 1u em gramas (g) vale      ...
1u–Massa em gramas de 1u– constante de AvogadroMas, o que representa este número encontrado? Vejamos outro exemplo para ve...
1u–Massa em gramas de 1u– constante de AvogadroPara tirar qualquer receio, vamos extrapolar. O Flúor (F) possui massa atôm...
Decorrências da constante de avogadroExemplo 1: Quantos íons H+ temos em 1 mol de H2SO4 aquoso?Perceba que, primeiro, há 2...
MASSA MOLARMassa Molar (M.M ou somente M) é a massa de um mol de qualquer substância. É o correspondente emgramas da massa...
Resumo geral – teoria atômico molecularMassa Atômica é a massa de 1 átomo ou molécula dada em u.Massa Atômica relativa ent...
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Aulas 55 e 56 - Teoria Atômico Molecular

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Aulas 55 e 56 - Teoria Atômico Molecular

  1. 1. QUÍMICA 3AULAS 1 E 2 – TEORIA ATÔMICO MOLECULAR
  2. 2. MASSA ATÔMICAMassa atômica é a massa relativa a um átomo. Sua unidade, por convenção, é a unidade de massaatômica, representada pelo símbolo u. É determinada pela seguinte relação: Massa atômica (A) = número atômico (Z) + número de nêutronsA massa atômica é determinada em relação ao átomo de Carbono, cuja massa convencionou-se que é12u. De posse disso, determinou-se a massa atômica de todos os outros átomos, em proporção com oátomo de Carbono.
  3. 3. MASSA ATÔMICA relativa dos isótopos de um elementoA massa relativa entre os Isótopos (átomos com mesmo Z, em que só a massa e a carga variam) de umelemento é dada pela média ponderada entre as massas de cada isótopo e sua respectiva abundância noambiente. Vejamos o exemplo:O Cloro possui dois Isótopos: o 35Cl , que corresponde a 75% da quantidade de Cl no ambiente(abundância), e o 37Cl, que corresponde a 25% (Valores de abundância aproximados). Sendo assim,temos:Massa Atômica Relativa =Com isso, temos que a massa relativa dos Isótopos do Cloro é 35,5u. Perceba que é a massa relativa quevemos na tabela periódica e é ela que iremos usar em nossos cálculos futuros.
  4. 4. 1u–Massa em gramas de 1u– constante de AvogadroExperimentalmente, determinou-se que a massa de 1u em gramas (g) vale g. Porém, comoficava extremamente trabalhoso fazer cálculo de posse de um número tão pequeno, Amadeo Avogadrodeterminou a unidade mais importante da química, o mol, com uma simples regra de três. Avogadrodeterminou o mol como sendo o correspondente em gramas da massa atômica de um elemento, ou seja,para o H, de A = 1u, temos que 1 mol H = 1g, para o C, de A = 12u, temos que 1 mol C = 12g, e assim pordiante. Vejamos como procedeu Avogadro:Exemplo: Quantos átomos de H temos em 1 mol deste elemento? Átomo de HMultiplicando-se em cruz, temos:
  5. 5. 1u–Massa em gramas de 1u– constante de AvogadroMas, o que representa este número encontrado? Vejamos outro exemplo para ver se esclarecemos melhornossas idéias:Exemplo 2: Quantos átomos de C temos em 1 mol deste elemento?Primeiramente, temos que nos atentar que a massa de 1u é g. Como o carbono tem massaatômica 12u, precisamos multiplicar por 12, pois, repito, g é a massa de 1u.Sendo assim:Será mera coincidência?
  6. 6. 1u–Massa em gramas de 1u– constante de AvogadroPara tirar qualquer receio, vamos extrapolar. O Flúor (F) possui massa atômica 19u.Exemplo 3: Quantos átomos de F há em 1 mol deste elemento?Podemos ver que não é mera coincidência. O número é uma constante. Damos a estacons´tante o nome de Número ou Constante de Avogadro, e ela indica o número de partículas (átomos,moléculas...) que existem em 1 mol de substância. Sendo assim, temos em 2 mol de substâncias o dobrode partículas que temos em 1 mol, em 3 mol, o triplo, e assim por diante...
  7. 7. Decorrências da constante de avogadroExemplo 1: Quantos íons H+ temos em 1 mol de H2SO4 aquoso?Perceba que, primeiro, há 2 H na fórmula do H2SO4 , há, portanto, 2 mols de H. Se em cada mol de H há átomos de H, em 2 mols teremos o dobro, .Observação: Seja em química, física ou matemática, opte sempre pela segunda representação, que usa onúmero entre 1 e 10. Esta representação é chamada “Notação científica”, e é tipo uma “linguagemuniversal” matemática. Não que esteja errado representar da primeira forma, mas não está totalmentecerto. Facilite o trabalho de quem vê suas contas!
  8. 8. MASSA MOLARMassa Molar (M.M ou somente M) é a massa de um mol de qualquer substância. É o correspondente emgramas da massa em u propriamente dito.Exemplos:MH = 1g/molMC = 12g/molMCO = MC + MO = 12 + 16 = 28g/molMH2O = 2.MH + MO = 2.1 + 16 = 18g/mol
  9. 9. Resumo geral – teoria atômico molecularMassa Atômica é a massa de 1 átomo ou molécula dada em u.Massa Atômica relativa entre Isótopos é a média ponderada entre as massas dos isótopos e suasrespectivas abundâncias no meio.Constante de Avogadro = partículas/mol de substância.Massa molar (M) é a massa de 1 mol de substância.

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