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1 MASSAS MEDIDAS

2 PROF. AGAMENON ROBERTO

3 Como medir átomos e moléculas? PROF. AGAMENON ROBERTO

4 UNIDADE DE MASSA ATÔMICA
(u.m.a.) 1 12 do carbono 12 ou CARBONO 12 1 u.m.a. PROF. AGAMENON ROBERTO

5 MASSA ATÔMICA O átomo de HÉLIO é 4 vezes mais pesado
É um número que indica quantas vezes um determinado átomo é mais pesado que 1/12 do carbono 12 (ou 1 u.m.a ) He He He He He He 4 u.m.a O átomo de HÉLIO é 4 vezes mais pesado que 1/12 do carbono 12 Prof. Agamenon Roberto

6 X X C C C 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) 12. b) 36. c) 18. d) 3. e) 24. X X C C C 2 x mX = 3 x mC 2 x mX = 3 x 12 36 mX = 2 mX = 18 Prof. Agamenon Roberto

7 MASSA DO ELEMENTO QUÍMICO
Cl 17 35 37 É a média ponderada das massas atômicas de seus isótopos, onde a porcentagem com que cada aparece na natureza é o peso PROF. AGAMENON ROBERTO

8 O cloro possui dois isótopos de pesos atômicos 35u e 37u, com porcentagens, respectivamente, iguais a 75% e 25%. 35Cl 75% 37Cl 25% 35 x 75 + 37 25 m = 100 m = 100 2625 + 925 = 100 3550 m = 35,50 u.m.a. PROF. AGAMENON ROBERTO

9 01) (Fuvest – SP) O carbono ocorre na natureza como uma mistura de
átomos dos quais 98,90% são 12C e 1,10% são de 13C. Pág. 435 Ex. 10 Explique o significado das representações 12C e 13C. 12C Isótopo do carbono com número de massa 12. 13C Isótopo do carbono com número de massa 13. b) Com esses dados, calcule a massa atômica do carbono natural. Dados: massa atômica do 12C = 12,000u.; do 13C = 13,003 u. 100 m = 12 x 98, x 1,1 = 100 1186, ,3 = 100 1201,1 m = 12,011 u. PROF. AGAMENON ROBERTO

10 02) Um elemento X tem massa atômica igual a 35,5 e é constituído
de dois isótopos X1, de massa 35,8, e X2, de massa 35,4. Logo, a porcentagem do isótopo X1 é igual a: 5. 10. 20. 25. 50. Pág. 434 Ex. 07 35,8X1 x% 35,4X2 (100 – x )% 100 35,5 = 35,8 x x ,4 x (100 – x) 35,8 x – 35,4 x = 3550 0,4 x = – 3540 10 x = 0,4 x = 25% PROF. AGAMENON ROBERTO

11 03) (Cesgranrio – RJ) Um elemento genérico X tem massa atômica
75,2 u e apresenta os isótopos X74, X75 e X76. Sabendo que a ocorrência do isótopo 75 é de 40%, a ocorrência do isótopo 76 é de: 74X1 (60 – x)% 10%. 20%. 40%. 45%. 50%. 75X2 40% 76X3 x% 100 75,2 = 76 x x x (60 – x) 76 x x – 74 x = 7520 80 x = 2 2 x = 7520 – 7440 x = 40% PROF. AGAMENON ROBERTO

12 MASSA MOLECULAR (M) 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 PROF. AGAMENON ROBERTO

13 H S O O ácido sulfúrico S O O 4 2 O O
Dados: H = 1 u.m.a.; O = 16 u.m.a.; S = 32 u.m.a. H: x = S: x = 32 + O: x = 64 98 u.m.a PROF. AGAMENON ROBERTO

14 01) A massa molecular da sulfanilmida, C6H8N2O2S, é:
Dados: H = 1 u.; C = 12 u.; N = 14 u.; O = 16 u.; S = 32 u. 196 u. 174 u. 108 u. 112 u. 172 u. C: x 12 = 72 H: 8 x = Pág. 435 Ex. 15 N: 2 x = 28 + O: 2 x = 32 S: 1 x = 32 172 u. PROF. AGAMENON ROBERTO

15 02) (Ufac) A massa fórmula do composto abaixo é:
Pág. 435 Ex. 16 Na2SO4 . 3 H2O Dados: H = 1u.;Na = 23u.; S = 32u.; O = 16u. a) 142 u. b) 196 u. c) 426 u. d) 444 u. e) 668 u. Na: x = 46 S: x = 32 + O: x = 64 142 u.m.a H: x = 2 + O: x = 16 18 u.m.a M = x 18 = 196 u.m.a

16 03) Admite-se que os isótopos 1H, 2H, 3H, 35Cl, 37Cl, 16O, 17O, 18O podem
formar moléculas de ácido clórico (HClO3). Relativamente a essas moléculas podemos dizer que: todas apresentam a mesma massa. suas massas podem variar de 84 a 94 u. suas massas podem variar de 52 a 58 u. todas apresentam o mesmo número de nêutrons. apresentam números de nêutrons que podem variar de 42 a 50. menor massa molecular Cl O H = 84 maior massa molecular = 94 PROF. AGAMENON ROBERTO

17 04) (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) 8 u. b) 16 u. c) 32 u. d) 48 u. e) 96 u. DESAFIO Al : 2 x = 54 X : x x = 3x O : 12 x = 192 x = 342 3x = 342 – 246 3x = 96 x = 96 3 = 32 u Prof. Agamenon Roberto

18 NÚMERO DE AVOGADRO Este número é igual a 6,02 x 1023
É o número de entidades (moléculas ou átomos) existentes em uma massa, em gramas, igual à massa molecular ou massa atômica Este número é igual a 6,02 x 1023 Prof. Agamenon Roberto

19 Fe O H Em uma massa de 56 g de átomos de ferro (peso atômico 56 u.)
existem 6,02 x 1023 átomos de ferro Fe Em uma massa igual a 18g de H2O (massa molecular 18 u) existem 6,02 x 1023 moléculas de água. H O A quantidade 6,02 x 1023 é chamada de MOL PROF. AGAMENON ROBERTO

20 RESUMO 1 mol de átomos de cálcio 1 mol de moléculas de CO2 1 mol
M é o peso molecular (PA) é o peso atômico pesa 44g M g ou 40g (PA) g contém 6,02 x 1023 entidades A massa (em gramas) de um mol de átomos ou a massa (em gramas) de um mol de moléculas chama-se MASSA MOLAR PROF. AGAMENON ROBERTO

21 44g 1 mol de moléculas de CO2 5060g n mol de moléculas de CO2
01) Um extintor de incêndio destinado a uso em equipamentos elétricos contém 5060 g de dióxido de carbono, CO2. Quantos mols de moléculas dessa substância há no extintor? Dados: C = 12 u.; O = 16 u. Pág. 449 Ex. 47 44g 1 mol de moléculas de CO2 5060g n mol de moléculas de CO2 n = 115 mols 1 mol de moléculas de CO2 1 mol M é o peso molecular (PA) é o peso atômico M g ou pesa (PA) g x 16 = 44g PROF. AGAMENON ROBERTO

22 n = 10,8 108 n = 4 40 n = 20,7 207 n = 0,1 mol n = 0,1 mol n = 0,1 mol
02) Dentre as amostras listadas abaixo, indique aquela que possui maior quantidade de matéria: Pág. 449 Ex. 50 Dados: Ag = 108 u.; Ca = 40 u.; Pb = 207 u. a) 10,8g de prata; b) 4,0g de cálcio; c) 20,7g de chumbo; 1 mol  108g 1 mol  40g 1 mol  207g n mol  10,8g n mol  4g n mol  20,7g n = 10,8 108 n = 4 40 n = 20,7 207 n = 0,1 mol n = 0,1 mol n = 0,1 mol PROF. AGAMENON ROBERTO

23 03) A palha de aço é constituída essencialmente de ferro metálico.
Num pedaço de palha de aço há 0,15 mol de ferro. Faça uma estimativa da massa de ferro dessa amostra. Dado: Fe = 56 u. 1 mol  56 g Pág. 449 Ex. 44 0,15 mol  m g m = 0,15 x 56 = 8,4 g PROF. AGAMENON ROBERTO

24 04) (UFRJ) Um balão de oxigênio contendo 3,01 x 1026 átomos foi
completamente utilizado por uma equipe médica durante uma cirurgia. Admitindo-se que havia apenas gás oxigênio (O2) nesse balão, a massa utilizada do referido gás foi equivalente a: Dado: O2 = 32g/mol. 1 mol Contém 6,02 x 1023 pesa (PA) (PM) g entidades 8,0 kg. 4,0 kg. 12,0 kg. 16,0 kg. 10,0 kg. 6,02 x 1023 moléculas 32g 32g  2 x 6,02 x 1023 átomos m  3,01 x 1026 átomos 32 x 3,01 x 1026 m = 2 x 6,02 x 1023 = 8 x 103 g = 8 kg PROF. AGAMENON ROBERTO

25 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 É o volume ocupado por um mol de um gás Nas CNTP o volume molar de qualquer gás é de 22,4 L

26 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) 0,25 L. b) 0,50 L. c) 5,60 L. d) 11,2 L. e) 22,4 L. 1 mol 22,4 L 0,25 mol V = 1 0,25 22,4 V 1 x V = 0,25 x 22,4 V = 5,6 L Prof. Agamenon Roberto

27 02) Nas CNTP, o volume ocupado por 10 g de monóxido de carbono é:
Dados: C = 12 u; O = 16 u. a) 6,0 L. b) 8,0 L. c) 9,0 L. d) 10 L. e) 12 L. 1 mol 22,4 L 28 M g V 10 g 28 22,4 V 10 = 28 x V = 22,4 x 10 V = 224 28 CO: M = = 28 g/mol V = 8 L Prof. Agamenon Roberto

28 1 mol Contém 6,02 x 1023 pesa (PA) (PM) g entidades
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