Transcript Química Geral

QUÍMICA GERAL
UNIDADE 3 - PROPRIEDADES ISOTÓPICAS
Prof. Cristian Berto da Silveira
Química Geral
REVISÃO
O ELEMENTO QUÍMICO
Robert Boyle (1664): Descreveu o elemento químico como sendo
uma substância pura que pode ser transformada em uma mais
simples por meio de choque físicos violentos ou transformações
químicas.
Elemento químico: É o conjunto de átomos de mesmo número atômico.
Berzelius (1814): Criou o sistema utilizado até hoje. Para
simbolizar o elemento utilizou a letra inicial maiúscula seguida
de outra letra minúscula do nome do elemento.
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Símbolo: É a representação gráfica da classe de átomos que constitui esse
elemento.
A
Hidrogênio – H
Chumbo – Pb (Plumbum)
Hélio – He
Antimônio – Sb (Stibium)
Lítio – Li
Estanho – Sn (Stannum)
Carbono – C
Tungstênio – W (Wolfram)
Calcio - Ca
Potássio – K (Kalium)
Z
Z
H
H
A
Como o Português é uma língua derivada do Latim a maioria dos símbolos,
que respresentam os elementos químicos coincide com elemento, porém,
alguns são bem diferentes.
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UNIDADE 3 - PROPRIEDADES ISOTÓPICAS
Todos os átomos de um mesmo elemento químico são iguais?
Quimicamente sim, pois as propriedades químicas dependem do número de
elétrons, que é o mesmo em todos os átomos.
Fisicamente não, pois o número de nêutrons é variável. Um mesmo elemento
geralmente tem átomos com número de massa diferente, ou seja, número
diferente de nêutrons no núcleo do átomo.
Exemplo: Para o átomo de Hidrogênio.
Número Atômico (Z) = p = e = 1
Número de Massa (A) = 1, 2 e 3
A=Z+n
H 1 – 1 = 1 + n; n = 0. Hidrogênio
H 2 – 2 = 1 + n; n = 1. Deutério
H 3 – 3 = 1 + n; n = 2. Títrio
Número de Nêutrons = 0, 1 e 2
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ISÓTOPOS: São os elementos que apresentam o mesmo Número Atômico (Z = p =
e) e diferente Número de Massa (A).
Leve
Pesado
Mais Pesado
Apenas para os átomos de Hidrogênio existem os nomes particulares (Próton,
Deutério e Trítio). Para os demais elementos os Isótopos são identificados pelo
nome do elemento, seguido pelo respectivo número de massa.
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Exemplos de Isótopos:
Para o Átomo de Carbono (C):
Para o Átomo de Oxigênio (O):
Para o Átomo de Urânio (U):
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ISÓBAROS: São os elementos que apresentam Número Atômico (Z = p = e)
diferente e o mesmo Número de Massa (A).
ISÓTONOS: São os elementos que apresentam Número Atômico (Z = p = e)
diferente, Número de Massa (A) diferente e o mesmo Número de Nêutrons (n).
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Abundância Isotópica:
Hidrogênio
Oxigênio
1
1
H = 99,985%
2
H = 0,015%
17
H = Traço
18
1
3
1
16
8
O = 99,759%
8
O = 0,037%
8
O = 0,204%
Cloro
35
17
Cl = 75,4%
Urânio
234
92
235
37
17
Cl = 24,6%
238
U = 0,0050%
92 U
92
= 0,751%
U = 99,28%
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Exercícios:
1. Dados os átomos 5626 A, 5525B e 5626C, identificar os isótopos, isóbaros e Isótonos.
2. São dados três átomos, a, b e c, com as seguintes características:
* a tem 21 prótons, b tem número de massa 43 e c tem número atômico 22;
* a e b são isótopos, b e c são isóbaros e a e b são isótonos.
Calcular o número de massa do átomo a:
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3. Dois átomos X e Y são isóbaros. Sabendo que o número atômico de X é 64 e o
número de massa de Y é 154, calcule o número de nêutrons de X.
4. Um determinado átomo apresenta número atômico igual (x + 1) e número de
massa (3x). Descubra o valor de x sabendo que esse átomo possui 5 nêutrons.
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MASSA ATÔMICA
Segundo a IUPAC (União Internacional de Química Pura e Aplicada) defini que a
massa do átomo seja expressa em Unidade de Massa Atômica (U.M.A).
O isótopo do átomo de carbono (C) mais comum, com massa igual a 12, foi utilizado
como padrão para .
1 U.M.A
1 U.M.A corresponde a 1/12 do átomo de Carbono (C), e indica quantas vezes
esse átomos é mais pesado do que 1/12 C 12.
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Para pesar qualquer átomo basta compará-lo com 1 U.M.A, ou seja, com 1/12 da
massa do C 12.
Exemplos:
1. O átomo de sódio (Na) apresenta Massa Atômica (A) = 22,98977 U.M.A.
O átomo de Na pesa 22,98977, ou seja, o átomo Na pesa 22,98977/12,00000 =
1,91581 vezes mais que um átomo de C 12.
2. O átomo de oxigênio (O) apresenta Massa Atômica (A) = 15,9994 U.M.A.
O átomo de O pesa 22,98977, ou seja, o átomo de O pesa 15,99947/12,00000 =
1,3332 vezes mais que um átomo de C 12.
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MOL
Os químicos descrevem o número de átomos, moléculas e íons em termos de uma
unidade chamada de MOL.
A Massa do átomo de C 12 foi determinada por ESPECTROMETRIA DE MASSA
como 1,99265 x 10-23 g. Desta forma, o número de átomos em exatamente 12 g de
C 12 é:
Número de átomos de Carbono 12 =
12 g
23 átomos
=
6,0221
x
10
1,99265 x 10-23 g
Constante de Avogrado= 6,0221 x 10 23 átomos
6,0221 x 10 23 átomos corresponde a 1 g.
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* 1 átomo grama de H apresenta 6,02x1023 átomos de H e pesa 1,01 g;
* 1 átomo grama de O apresenta 6,02x1023 átomos de O e pesa 15,994 g;
* 1 átomo grama de S apresenta 6,02x1023 átomos de S e pesa 32 g;
* 1 átomo grama de C apresenta 6,02x1023 átomos de C e pesa 12 g;
* 1 átomo grama de H apresenta 6,02x1023 átomos de H, pesa 1,01 g e
corresponde a 1 MOL;
* 1 átomo grama de O apresenta 6,02x1023 átomos de O, pesa 15,994 g e
corresponde a 1 MOL;
Exemplo:
3. A molécula de água (H2O) apresenta massa molecular igual a 18g/mol. Em 18 g
existem 6,02x1023 moléculas.
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Exercícios:
5. Uma amostra de gás N2 tem 4,63x1022 átomos de N. Quantos mols de átomos de
N isto corresponde.
6. Quantos átomos de Fe estão presentes em um pedaço de ferro com 1,0x10-4 mol
de Fe?