Prof. Edson Cruz

RELAÇÕES NUMÉRICAS E CALCULOS QUIMICOS I Podemos conhecer as grandezas que regem a quantificação dos fenômenos químicos identificando o comportamento da massa, do número de partículas e do volume de diferentes substâncias. E com isso também fazer comparações em uma mesma substância destas entidades quantitativas Partindo da premissa que medir é comparar , temos a necessidade de criar uma unidade comparativa em termos de massa inicialmente. Para medir as massas dos átomos, os químicos escolheram como padrão a massa de um átomo. Em 1962, durante o Congresso Internacional de Química, foi escolhido o átomo de carbono 12 (12C), e a unidade usada na medida das massas atômicas passou a ser massa de 1/12 do átomo de carbono 12. Este padrão é chamado de unidade de massa atômica.

1

12 do carbono 12 ou 1 u.m.a.

UNIDADE DE MASSA ATÔMICA (u.m.a.) CARBONO 12 A Unidade de massa atômica corresponde a 1/12 do átomo do Carbono – 12.

A MASSA DO ÁTOMO DE CARBONO

O átomo de carbono foi dividido em doze partes e a partir disso se fez o seguinte conceito: “a massa de um átomo (massa atômica) é o número que indica quantas vezes esse átomo é mais pesado do que 1/12 avos do átomo de carbono”. O número doze vem da quantidade de prótons existentes no núcleo do átomo de carbono mais abundante. Criou-se então a unidade u.m.a, ou seja, unidade de massa atômica.

Carbono ¹²

1 u (unidade de massa atômica)

= 1/12 do átomo de ¹²C

A MASSA DOS OUTROS ELEMENTOS

Os outros elementos foram medidos comparando-se suas massas com a u.m.a., vamos ver um exemplo:

Podemos ver que na balança a massa do urânio é de 238 u.m.a.

U 238

MASSA ATÔMICA Peso atômico

É um número (valor) que indica quantas vezes um elemento (átomo) qualquer é mais pesado que 1/12 do carbono 12 (ou 1 u.m.a).

He 4 u.m.a.

O átomo de HÉLIO é 4 vezes mais pesado que 1/12 do carbono 12.

1. (UNIFICADO) 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.

X X C C C mX X = 2 mC 3 X 12 mX = 2 36 X

mX = 2

36

mX = 18

a) 12.

b) 36.

c) 18.

d) 3.

e) 24.

MASSA DO ELEMENTO QUÍMICO (massa atômica em isótopos)

É a média ponderada das massas atômicas dos isótopos e suas ocorrências naturais (também chamadas de abundâncias ou percentagens naturais).

Cl 17

35 Cl 17

37

Exemplo: Seja um elemento E composição isotópica:

E30 40% / E32 50% / E34 10%

Massa Atômica de E = 30x40 + 32x50 + 34x10 / 100 = 31,4 u

O cloro possui dois isótopos de pesos atômicos 35u e 37u, com porcentagens, respectivamente, iguais a 75% e 25%.

35 Cl

Cl 37

75%

25%

m = 35 x

100

75 + 37 x 25

m = 100

2625 + 925

m

= 100

3550

= 35,50 u.m.a.

1. 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) 1,70 u.

b) 1,50 u.

c) 1,00 u.

d) 2,00 u.

e) 2,70 u.

1 X

30% 50%

100 m =

100 m =

m = 1,70 u.

= 100

170

2 X

3 X

20%

1 x 50 + 2 x 30 + 3 x 20

50 + 60 + 60

2. 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) 10.

b) 10,5.

c) 10,8.

d) 11,0.

e) 11,5.

10 B

4 1

m = 1 x

5

10 + 4 x 11

m = 5

10 + 44

m = 10,8 u.

= 5

54

11 B

3. Um elemento X tem massa atômica média igual a 63,5 u. E apresenta os isótopos 63X e 65X. A abundância do isótopo 63 no elemento X é:

a) 25%.

b) 63%.

c) 65%.

d) 75%.

e) 80%.

63X

y % x %

63 . x + 65 . y

100

65X m = 63,5 u

63,5 =

63 . x + 65 . y = 6350 x + y = 100 . (– 65)

63 . x + 65 . y = 6350 – 65 . x – 65 . y = – 6500

– 2 . x = – 150 x = – 150 – 2

x = 75%

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.

Em outras palavras é a soma das massas de todos os elementos que constituem uma espécie química.

Exemplo:

Massa Molecular da água (H2O): M – H2O = 1 x 2 + 16 x 1 = 18 u. m. a.

Então como se mediria as massas de uma molécula qualquer?!!!! Muito simples: é só somar as massas dos elementos contidos nesta molécula Exemplo:

Logo a molécula de glicose é 180 vezes mais pesada que a 1/12 parte do átomo de carbono.

180

Molécula de Glicose

6126 OHC

180u 16u6x 1u12x 12u6x MM 6126 OHC

O ÁCIDO SULFÚRICO

Dados: H = 1 u.m.a.; O = 16 u.m.a.; S = 32 u.m.a.

H: 2 x 1 = 2

S: 1 x 32 = 32

O: 4 x 16 = 64

+

98 u.m.a

H

O H

O

O

O S

1. A massa molecular do composto abaixo é:

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.

M = 142 + 3 x 18 = 196 u.m.a

Na: 2 x 23 = 46

S: 1 x 32 = 32 O: 4 x 16 = 64

+

142 u.m.a

H: 2 x 1 = 2 O: 1 x 16 = 16 +

18 u.m.a

2. 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.

a) 5.

b) 6.

c) 7.

d) 8.

e) 16.

H : 4 x 1 = 4

4 + 62 + 16X = 178

16X = 178 – 66

P : 2 x 31 = 62

O : X x 16 = 16X

16X = 112

X = 112 16

X = 7