Aula 96 Química 1 Cálculos químicos I

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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