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Química – Ales Martins
QUÍMICA
Professor: Alex Martins
Assunto: Teoria Atômica – Molecular
1- Massas Atômicas (M.A.):
São massas relativas e calculadas em relação a massa de um átomo tomado como padrão.
 Convenção: o atual padrão para “escalas de massas” é o átomo do “isótopo-12 do carbono
atribuído massa atômica “12 u.m.a.”
 u.m.a. ou u = unidade de massa atômica (unidade de medida para átomo)
Isótopo-12 carbono
núcleo do carbono.
 6P+ e 6 n  12 u. (e- possui massa desprezível)
” ao qual foi
1 u = 1,66.10-24g (dado experimental).
Nota: concluímos que o isótopo –12 do carbono é o átomo “escolhido como referência” para calcular a massa
de outros átomos que encontram-se na tabela periódica.
Exemplo: “Medidas experimentais”, mostram que, em média, “1 átomo de hidrogênio é 0,084 vezes mais leve
que o carbono–12 e que “1 átomo de oxigênio” é 1,33 mais pesado que o carbono –12. Determine as massas atômicas
(M.A.) do hidrogênio é oxigênio.
Resolução:
(M.A.): é o número que indica quantas vezes um átomo é mais pesado do que 1 u ou 1/12 do isótopo –12 do
carbono.
Ex-1: M.A.(Mg) = 24 u  1 átomo de magnésio é 24 vezes mais pesado que 1 u.
Ex2: M.A.(Hg) = 200 u  1 átomo de mercúrio e 200 vezes mais pesado que 1 u.
Importante
M.A. só é válida para elemento químico que é representado por um símbolo.
2- Massas Moleculares (M.M.):
são massas relativas e calculadas a partir da soma das massas atômicas de todos os átomos que formam a
substância.
M.M. =  M.A.
Importante
M.M. só é válida para substâncias que são representadas por fórmulas.
Exemplo: Determine as massas moleculares das seguintes substâncias. (Dados: M.A.  H = 1 u, O = 16 u, C
= 12 u, S = 32 u, Ca = 40 u, N = 14 u)
a) H2O
NH41+
b) H2SO4
f) NO31-
c) C12H22O11
d) CaCO3
e)
Resolução:
3- Relação entre Unidade de Massa Atômica (u) e Grama (g)
Sabemos que a “u” não é utilizada no dia-a-dia para pesar matéria, pois 1 átomo, 1 molécula ou 1 íon não dá
para “ver”, “pegar” e “pesar”. Então temos que adaptar a “u” para unidades que usamos no cotidiano, como por
exemplo, o grama, que é muito utilizado nos laboratórios químicos para pesar “quantidade de matéria”.
Campo macroscópico
Unidade: g
Campo microscópico
Unidade: u
Como converter?
Observa-se que a unidade “g” e a unidade “u” possuem como fator de conversão o número 6.10 23 (Constante
de Avogadro), pois em nosso dia-a-dia, por menores que sejam os materiais eles possuem um grande número de
partículas “pequiníssimas” (átomos, moléculas e íons).
Por razões desta natureza, criou-se uma unidade apropriada para contagem de átomos, moléculas e íons pela IUPAC,
chamada de “Mol”
Mol = 6,0.1023 (Constante de Avogadro)
Dedução da constante de Avogadro (Adendo)
Ex1: M.A.(Mg) = 24 u
M.A.(C) = 12 u
1 u —— 1,66.10-24 g
experimental)
24 u —— x g
x = 39,84.10-24 g

Massa de 1 Átomo “Mg”
1 u —— 1,66.10-24 g (dado
12 u —— x g
x = 19,92.10-24

Massa de 1 Átomo “C” (Microscópico)
Não se usa no dia-a-dia, pois não dá para ver,
nem pegar e nem pesar.
Converte-se para “MOL”
1 Átomo de “Mg” —— 39,84.10-24 g
x Átomos de “Mg —— 24 g
1 Átomo de “C” —— 19,92.10-24 g
x Átomos de “C” —— 12 g
x = 6,1023 Átomos “Mg”

(1 MOL de Átomos de “Mg’’ pesam 24 gramas)
x = 6.1023 átomos “C” (Macroscópico)

(1 MOL de Átomos de “C” pesam 12 gramas
)
Ex2: M.M.(H2O) = 18 u
1 u —— 1,66.10-24 g
18 u —— x g
1 Molécula H2O —— 29,88.10-24 g
x Moléculas H2O —— 18 g
x = 29,88.10-24 g
(Macroscópico)
Massa de 1 Molécula H2O

18gramas)
x = 6.1023 Moléculas H2O

(1 MOL de Moléculas de H2O pesam
Não se usa no dia-a-dia
Converte-se para MOL
4- MOL (Mede quantidade de matéria)
É a reunião de 6.1023 partículas que podem ser átomos, moléculas íons e até mesmo elétrons.
1 MOL de Átomos
6.1023...
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