O cobre

. O cobre possui um raio atômico de 1,28 x 10-8 cm , uma estrutura cristalina CFC, e um peso atômico de 63,5 g/mol. Calcule a sua densidade e compare a resposta com a sua densidade medida experimentalmente. Dados: ρ= n A cu / Vc NA onde: n = número de átomos associados a cada célula unitária A cu = peso atômico do cobre = 63,5 g/mol Vc = volume da célula unitária Vc (CFC) = 16 R3√2 NA = Número de Avogrado (6,023 x 1023 átomos/mol) ρ cobre experimental = 8,94 g/cm3

Ciência dos Materiais

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UNESJ

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Luiz Dias

04/12/2017

💡 4 Respostas

Sarana Oliveira de Souza

21.05.2019

8,89g/cm³

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Andre Smaira

30.09.2019

Temos que a densidade do átomo é dada por

\rho=\dfrac{nA_{Cu}}{V_cNA}

, com

A_{Cu}=63,5\;g/mol

,

NA=6,023\times10^{23}\;atomos/mol

,

\(n\)

o número de átomos em cada célula unitária e

V_c=16\sqrt2R^3

.

Para o cobre, temos $R=1,28\times10^{-8}\;cm$ . Dessa forma calculamos o volume da célula unitária $V_c=16\sqrt2R^3=4,745\times10^{-23}$ . Para uma estrutura CFC, cada célula unitária possui 4 átomos, logo, $$n=4$$ . Calculamos então $\rho=\dfrac{4\cdot63,5}{4,745\times10^{-23}\cdot 6,023\times10^{23}}=9,42\;g/cm^3$ .

Comparando com a densidade experimental $\rho_{exp}=8,94\;g/cm^3$ , encontramos um erro de $5\%$ na densidade experimental.

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