Transformações Químicas · número atômico, número de massa, isótopos e massa atômica Exercício: 1 - (UFAC-AC) Dois átomos X e Y são isótopos, tais que: 3x + 2 X 7x e 2x

QUÍMICA

Prof ª. Giselle Blois

Transformações Químicas

Teoria Atômica: Átomos e sua estrutura – número atômico,

número de massa, isótopos e massa atômica – Parte 3

Teoria Atômica: Átomos e sua estrutura número atômico, número de massa, isótopos e massa atômica

Exercício:

1 - (UFAC-AC) Dois átomos X e Y são isótopos, tais que:

3x + 2 X 7x e 2x + 7 Y 7x + 2

Os números de massa e de prótons dos átomos X e Y são:a) 17X

35 e 17Y17.

b) 17X35 e 17Y

40.c) 17X

35 e 17Y38.

d) 17X35 e 17Y

37.e) 17X

38 e 17Y39.


3x + 2 X 7x e 2x + 7 Y 7x + 2

X Y

A = 7x A = 7x + 2

Z = 3x + 2 Z = 2x + 7

p = p =

e = e =

n = n =

IsótoPos

Z = p

3x + 2 2x + 7

ÁTOMOS=neutro(p = e)

3x + 2 2x + 7

3x + 2 = 2x + 7

3x – 2x = 7 – 21x = 5x = 5

p = ? 3x + 2 = 3 . 5 + 2 = 15 + 2 = 172x + 7 = 2 . 5 + 7 = 10 + 7 = 17

= 17 = 17

= 17

= 17

= 17

= 17

X: A = 7x = 7 . 5 = 35Y: A = 7x + 2 = 7 . 5 + 2 = 37

= 35 = 37

18 20

A = p + n n = A - p


Os números de massa e de prótons dos átomos X e Y são:

a) 17X35 e 17Y

17.

b) 17X35 e 17Y

40.

c) 17X35 e 17Y

38.

d) 17X35 e 17Y

37.

e) 17X38 e 17Y

39.

d)


Massa Atômica (M.A.)

Unidade de Massa Atômica = u:

a massa de 1/12 do átomo de carbono com número de massa igual

a 12.


Apenas para fazer sentido:

As massas atômicas dos diferentes átomos podem ser

determinadas experimentalmente usando um espectrômetro de

massa (há desvio diferentes de acordo com as massas de cada

átomos).


Exemplo:

A massa do gás Hélio é 0,3336 vezes a massa do Carbono:

massa do Hélio = 0,3336 . massa do Carbono

massa do Hélio = 0,3336 . 12u

massa do Hélio = 4,003u Olhar a Tabela Periódica!!!




Massa Atômica de um elemento químico:

• Elemento químico é um conjunto de átomos e íons com o mesmo

número atômico (Z);

• A maioria dos elementos são constituídos por uma mistura de

isótopos (átomos com o mesmo Z).


- Experimentalmente, é possível determinar a massa de cada isótopo

e sua abundância porcentual na constituição do elemento químico.


Exemplo:

Cálculo da Massa Atômica (média ponderada):

M.A.Ne = [(20 . 90,92) + (21 . 0,26) + (22 . 8,82)] / 100

M.A.Ne = 20,179u

Isótopos Massa Atômica Constituição

Ne20 20,00u 90,92%

Ne21 21,00u 0,26%

Ne22 22,00u 8,82%

Olhar Tabela Periódica!!!


Observação: quando um elemento químico não for constituído por

uma mistura de isótopos, sua massa atômica é a massa atômica do

elemento.


Fórmula:

M.A. = [(m1 . %1) + (m2 . %2) + ... ] / 100

OBS: %1 + %2 + ... = 100%


Massa Molecular (M.M.): é a soma das massas dos átomos que a

constituem.

Ex: NaOH

M.A.Na = 23u

M.A.O = 18u

M.A.H = 1u

M.M.NaOH = 23 + 18 + 1 = 40u


Cuidado:

H2O

M.A.H = 1uM.A.O = 16u

M.M.H2O = 1 . 2 + 16 = 18u


Exercício:

1. Um elemento X formado pelos isótopos X10 e X12 tem massa

atômica igual a 10,8u. Qual a composição isotópica, em percentagem,

desse elemento X?

M.A. = [(m1 . %1) + (m2 . %2) + ... ] / 100

10,8 = [(10 . x) + (12 . y)] / 1001080 = 10x + 12y


x + y = 100x = 100 - y

1080 = 10x + 12y

1080 = 10 . (100 - y) + 12y

1080 = 1000 - 10y + 12y1080 – 1000 = - 10y + 12y80 = 2y2y = 80

y = 40

Se y = 40:x = 100 – 40 = 60

x = 60Logo, X10 = 60% e X12 = 40%

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