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4.9: Massa atômica: a massa média dos átomos de um elemento


objetivos de aprendizado

  • Explique o que significa massa atômica de um elemento.
  • Calcule a massa atômica de um elemento a partir das massas e porcentagens relativas dos isótopos do elemento.

Em química, raramente lidamos com apenas um isótopo de um elemento. Usamos uma mistura dos isótopos de um elemento em reações químicas e outros aspectos da química, porque todos os isótopos de um elemento reagem da mesma maneira. Isso significa que raramente precisamos nos preocupar com a massa de um isótopo específico, mas, em vez disso, precisamos saber a massa média dos átomos de um elemento. Usando as massas dos diferentes isótopos e a abundância de cada isótopo, podemos encontrar a massa média dos átomos de um elemento. O massa atômica de um elemento é a massa média ponderada dos átomos em uma amostra natural do elemento. A massa atômica é normalmente relatada em unidades de massa atômica.

Calculando Massa Atômica

Você pode calcular a massa atômica (ou massa média) de um elemento, desde que saiba o abundância relativa (a fração de um elemento que é um determinado isótopo), os isótopos de ocorrência natural do elemento e as massas desses diferentes isótopos. Podemos calcular isso pela seguinte equação:

[ text {Massa atômica} = esquerda (\% _ 1 direita) esquerda ( text {massa} _1 direita) + esquerda (\% _ 2 direita) esquerda ( text {massa} _2 direita) + cdots ]

Observe com atenção como essa equação é usada nos exemplos a seguir.

Exemplo ( PageIndex {1} ): Isótopos de boro

O boro tem dois isótopos naturais. Em uma amostra de boro, (20 \% ) dos átomos são ( ce {B} ) - 10, que é um isótopo de boro com 5 nêutrons e massa de (10 ​​: text {amu } ). Os outros (80 \% ) dos átomos são ( ce {B} ) - 11, que é um isótopo de boro com 6 nêutrons e uma massa de (11 : text {amu} ) . Qual é a massa atômica do boro?

Solução

O boro tem dois isótopos. Usaremos a equação:

[ text {Massa atômica} = esquerda (\% _ 1 direita) esquerda ( text {massa} _1 direita) + esquerda (\% _ 2 direita) esquerda ( text {massa} _2 direita) + cdots nonumber ]

  • Isótopo 1: (\% _ 1 = 0,20 ) (Escreva todas as porcentagens como decimais), ( text {massa} _1 = 10 )
  • Isótopo 2: (\% _ 2 = 0,80 ), ( text {massa} _2 = 11 )

Substitua-os na equação e obteremos:

[ text {Massa atômica} = esquerda (0,20 direita) esquerda (10 direita) + esquerda (0,80 direita) esquerda (11 direita) não numérico ]

[ text {Massa atômica} = 10,8 : text {amu} nonumber ]

A massa de um átomo de boro médio, e portanto a massa atômica do boro, é (10.8 : text {amu} ).

Exemplo ( PageIndex {2} ): Isótopos de néon

O néon tem três isótopos naturais. Em uma amostra de néon, (90,92 \% ) dos átomos são ( ce {Ne} ) - 20, que é um isótopo de néon com 10 nêutrons e uma massa de (19,99 : text { amu} ). Outro (0,3 \% ) dos átomos são ( ce {Ne} ) - 21, que é um isótopo de néon com 11 nêutrons e uma massa de (20,99 : text {amu} ). Os (8,85 \% ) finais dos átomos são ( ce {Ne} ) - 22, que é um isótopo de néon com 12 nêutrons e uma massa de (21,99 : text {amu} ) . Qual é a massa atômica do néon?

Solução

Neon tem três isótopos. Usaremos a equação:

[ text {Massa atômica} = esquerda (\% _ 1 direita) esquerda ( text {massa} _1 direita) + esquerda (\% _ 2 direita) esquerda ( text {massa} _2 direita) + cdots nonumber ]

  • Isótopo 1: (\% _ 1 = 0,9092 ) (escreva todas as porcentagens como decimais), ( text {massa} _1 = 19,99 )
  • Isótopo 2: (\% _ 2 = 0,003 ), ( text {massa} _2 = 20,99 )
  • Isótopo 3: (\% _ 3 = 0,0885 ), ( text {massa} _3 = 21,99 )

Substitua-os na equação e obteremos:

[ text {Massa atômica} = esquerda (0,9092 direita) esquerda (19,99 direita) + esquerda (0,003 direita) esquerda (20,99 direita) + esquerda (0,0885 direita) esquerda (21,99 right) nonumber ]

[ text {Massa atômica} = 20,17 : text {amu} nonumber ]

A massa de um átomo de néon médio é (20.17 : text {amu} )

A tabela periódica fornece a massa atômica de cada elemento. A massa atômica é um número que geralmente aparece abaixo do símbolo do elemento em cada quadrado. Observe que a massa atômica do boro (símbolo ( ce {B} )) é 10,8, que é o que calculamos no Exemplo ( PageIndex {1} ), e a massa atômica do néon (símbolo ( ce {Ne} )) é 20,8, que é o que calculamos em Exemplo ( PageIndex {2} ). Observe que nem todas as tabelas periódicas têm o número atômico acima do símbolo do elemento e o número de massa abaixo dele. Se você ficar confuso, lembre-se de que o número atômico deve ser sempre o menor dos dois e será um número inteiro, enquanto a massa atômica deve ser sempre o maior dos dois e será um número decimal.

Exercício ( PageIndex {1} )

O cloro tem dois isótopos naturais. Em uma amostra de cloro, (75,77 \% ) dos átomos são ( ce {Cl} ) - 35, com uma massa de (34,97 : text {amu} ). Outro (24,23 \% ) dos átomos são ( ce {Cl} ) - 37, com uma massa de (36,97 : text {amu} ). Qual é a massa atômica do cloro?

Responder
35,45 amu

Resumo

  • A massa atômica de um elemento é a média ponderada das massas dos isótopos de um elemento
  • A massa atômica de um elemento pode ser calculada desde que a abundância relativa dos isótopos naturais do elemento e as massas desses isótopos sejam conhecidas.
  • A tabela periódica é uma maneira conveniente de resumir as informações sobre os diferentes elementos. Além do símbolo do elemento, a maioria das tabelas periódicas também contém o número atômico do elemento e a massa atômica do elemento.

Contribuições e atribuições


Moles. revisão da massa atômica a massa de um átomo expressa em unidades de massa atômica é uma média de.

InstruçõesAdicione os exemplos às suas notas do 3.4Copie os problemas e resolva-os.

Exemplo # 1 Encontre a massa de 3.000 moles de Fe.

3.000 molFe x55,85g Fe = 167,6g Fe1 mol Fe

Exemplo # 2 Encontre a massa de 2,25 moles de Hélio.

2,25 mol He x 4,00g He = 9,00 g He1 mol He

Conversão # 2: conversão de massa em moles. Massa (g) x 1 mol = # moles de massa molar (g)

Exemplo # 3Quantos moles de carbono em 49,5 g de carbono?

49,5 g C x 1 mol C = 4,12 mol C 12,01 g C

Avogadros numera o número de átomos / partículas em um mol de uma substância = 6,022 x 1023 átomos / partículas 1 mol de qualquer coisa é 6,022 x 1023 daquele objeto

Conversão # 3Determina o número de átomos de # moles # moles x 6,022 x 1023átomos = # átomos1 moles

Exemplo # 4 Determine o número de átomos em 4,00 moles de carbono. A substância não importa se estiver em moles.

2,41 x 1024 átomos de C 4,00 mole C x 6,022 x 1023 átomos de C 1 mole C

Conversão # 4Para converter o número de átomos em moles 9,05 x 1025 átomos de Fe x 1 mol Fe 6,022 x 1023 átomos de Fe = 150. moles de Fe

Exemplo # 5Calcule o número de mols em 3,20 x 1023 átomos de ferro. A identidade das substâncias não é importante ao converter entre mols e # de átomos.

Resposta # 50,531 moles de Fe3,20 x 1023 átomos Fe x 1 mole Fe 6,022 x 1023 átomos Fe

PráticaAdicione às suas anotações: Prática 1-4 p. 102 & amp prática 1-3 p. 103Copiar problema Mostrar trabalho Inclui unidades de trabalho e resposta.

0,850g H x 1 mol H = 0,842 molH 1,01g H

Pratique as respostas do problemaP. 102: 1. 238 g U 2. 1,2g U3. 0,842 mol H, 0,859g H4. 486,0 g Pb, 0,01132 mol Pb


& # 8250 & # 8250 Calcule o peso molecular de um composto químico

Na química, o peso da fórmula é uma quantidade calculada multiplicando-se o peso atômico (em unidades de massa atômica) de cada elemento em uma fórmula química pelo número de átomos desse elemento presente na fórmula e, em seguida, somando todos esses produtos.

Usando a fórmula química do composto e a tabela periódica dos elementos, podemos somar os pesos atômicos e calcular o peso molecular da substância.

Encontrar a massa molar começa com unidades de gramas por mol (g / mol). Ao calcular o peso molecular de um composto químico, ele nos diz quantos gramas existem em um mol dessa substância. O peso da fórmula é simplesmente o peso em unidades de massa atômica de todos os átomos em uma determinada fórmula.

Os pesos atômicos usados ​​neste site vêm do NIST, o Instituto Nacional de Padrões e Tecnologia. Nós usamos os isótopos mais comuns. É assim que se calcula a massa molar (peso molecular médio), que se baseia em médias ponderadas isotropicamente. Isso não é o mesmo que massa molecular, que é a massa de uma única molécula de isótopos bem definidos. Para cálculos estequiométricos em massa, geralmente determinamos a massa molar, que também pode ser chamada de peso atômico padrão ou massa atômica média.

Um pedido comum neste site é converter gramas em moles. Para completar esse cálculo, você precisa saber qual substância está tentando converter. A razão é que a massa molar da substância afeta a conversão. Este site explica como encontrar a massa molar.

Os pesos das fórmulas são especialmente úteis na determinação dos pesos relativos de reagentes e produtos em uma reação química. Esses pesos relativos calculados a partir da equação química são às vezes chamados de pesos de equação.

Se a fórmula usada no cálculo da massa molar for a fórmula molecular, o peso da fórmula calculado é o peso molecular. A porcentagem em peso de qualquer átomo ou grupo de átomos em um composto pode ser calculada dividindo o peso total do átomo (ou grupo de átomos) na fórmula pelo peso da fórmula e multiplicando por 100.


Peso atômico

Nossos editores irão revisar o que você enviou e determinar se o artigo deve ser revisado.

Peso atômico, também chamado massa atômica relativa, razão da massa média dos átomos de um elemento químico para algum padrão. Desde 1961, a unidade padrão de massa atômica tem sido um duodécimo da massa de um átomo do isótopo carbono-12. Um isótopo é uma de duas ou mais espécies de átomos do mesmo elemento químico que têm números de massa atômica diferentes (prótons + nêutrons). O peso atômico do hélio é 4,002602, a média que reflete a proporção típica de abundâncias naturais de seus isótopos. O peso atômico é medido em unidades de massa atômica (amu), também chamadas de daltons. Veja abaixo para obter uma lista de elementos químicos e seus pesos atômicos.

O conceito de peso atômico é fundamental para a química, porque a maioria das reações químicas ocorre de acordo com relações numéricas simples entre os átomos. Como é quase sempre impossível contar os átomos envolvidos diretamente, os químicos medem os reagentes e produtos pesando e chegam às suas conclusões por meio de cálculos envolvendo pesos atômicos. A busca para determinar os pesos atômicos dos elementos ocupou os maiores químicos do século XIX e início do século XX. Seu cuidadoso trabalho experimental tornou-se a chave para a ciência e tecnologia química.

Valores confiáveis ​​para pesos atômicos servem a um propósito importante de uma maneira bastante diferente quando produtos químicos são comprados e vendidos com base no conteúdo de um ou mais constituintes especificados. Os minérios de metais caros como o cromo ou tântalo e o carbonato de sódio químico industrial são exemplos. O conteúdo do constituinte especificado deve ser determinado por análise quantitativa. O valor calculado do material depende dos pesos atômicos usados ​​nos cálculos.

O padrão original de peso atômico, estabelecido no século 19, era o hidrogênio, com um valor de 1. De cerca de 1900 até 1961, o oxigênio foi usado como padrão de referência, com um valor atribuído de 16. A unidade de massa atômica foi assim definido como 1 /16 a massa de um átomo de oxigênio. Em 1929, foi descoberto que o oxigênio natural contém pequenas quantidades de dois isótopos ligeiramente mais pesados ​​que o mais abundante e que o número 16 representava uma média ponderada das três formas isotópicas de oxigênio conforme ocorrem na natureza. Esta situação foi considerada indesejável por vários motivos e, uma vez que é possível determinar as massas relativas dos átomos de espécies isotópicas individuais, uma segunda escala foi logo estabelecida com 16 como o valor do isótopo principal de oxigênio, em vez do valor de a mistura natural. Essa segunda escala, preferida pelos físicos, passou a ser conhecida como escala física, e a escala anterior continuou em uso como a escala química, preferida pelos químicos, que geralmente trabalhavam com as misturas isotópicas naturais em vez dos isótopos puros.

Embora as duas escalas difiram apenas ligeiramente, a razão entre elas não pode ser fixada exatamente, por causa das pequenas variações na composição isotópica do oxigênio natural de fontes diferentes. Também foi considerado indesejável ter duas escalas diferentes, mas intimamente relacionadas, lidando com as mesmas quantidades. Por ambas as razões, químicos e físicos estabeleceram uma nova escala em 1961. Essa escala, baseada no carbono-12, exigia apenas mudanças mínimas nos valores que haviam sido usados ​​para pesos atômicos químicos.

Como as amostras de elementos encontrados na natureza contêm misturas de isótopos de diferentes pesos atômicos, a União Internacional de Química Pura e Aplicada (IUPAC) começou a publicar pesos atômicos com incertezas. O primeiro elemento a receber uma incerteza em seu peso atômico foi o enxofre em 1951. Em 2007, 18 elementos tinham incertezas associadas e, em 2009, a IUPAC começou a publicar faixas para o peso atômico de alguns elementos. Por exemplo, o peso atômico do carbono é dado como [12,0096, 12,0116].


Espectrômetro de massa

A ocorrência e abundância natural de isótopos podem ser determinadas experimentalmente usando um instrumento chamado espectrômetro de massa. A espectrometria de massa (MS) é amplamente usada em química, ciência forense, medicina, ciência ambiental e muitos outros campos para analisar e ajudar a identificar as substâncias em uma amostra de material. Existem muitos tipos de espectrômetros de massa, mas vamos nos preocupar com dois estilos: espectrômetros de massa de ionização rígida e ionização suave. Em um espectrômetro de massa de ionização dura (Figura 2), a amostra é vaporizada e exposta a um plasma de alta energia que faz com que quaisquer ligações químicas na amostra sejam quebradas e os átomos constituintes tornem-se eletricamente carregados, normalmente pela perda de um ou mais elétrons. Esses cátions, então, passam por um campo elétrico ou magnético (variável) que desvia o caminho de cada cátion em uma extensão que depende de sua massa e carga (semelhante a como o caminho de um grande rolamento de esferas de aço passando por um ímã é desviado para um menor medida que a de um pequeno aço BB). O campo magnético desvia mais íons de baixa massa do que íons de alta massa com a mesma carga. Os íons são detectados e um gráfico do número relativo de íons gerados versus suas razões massa-carga (a espectro de massa) é feito. A altura de cada característica vertical ou pico em um espectro de massa é proporcional à fração de cátions com a relação massa-carga especificada. Os espectrômetros de massa podem medir massas com resolução muito alta, da ordem de 0,0001 amu. Assim, átomos com apenas pequenas diferenças de massa, como isótopos, são prontamente detectados e suas abundâncias relativas medidas.

Figura 2. Este diagrama ilustra o projeto de um espectrômetro de massa. Em um espectrômetro de massa de ionização dura, a amostra é ionizada por um plasma de alta temperatura que quebra todas as ligações entre os átomos e faz com que percam elétrons para formar cátions atômicos.

Os espectros de massa dos elementos revelam a composição isotópica dos elementos. O espectro de massa de ionização dura de uma amostra de Mg exibe três picos nas relações massa-carga de 24, 25 e 26 amu (Figura 3), indicando que o elemento magnésio consiste em três isótopos. Embora sejam íons Mg que cheguem ao detector do espectrômetro de massa e não átomos de Mg, os números no eixo x indicam a massa de cada átomo do isótopo porque a massa de um íon Mg é quase igual a um átomo de Mg. . A altura relativa de cada pico, muitas vezes expressa como um valor percentual, é a abundância natural de cada isótopo 79%, 10% e 11%, respectivamente, a soma dos quais é 100%. O elemento magnésio, portanto, tem 79% do isótopo 24 Mg com 12 nêutrons e 12 prótons para uma massa total de 24 amu. Como todos os átomos de Mg têm 12 prótons, os dois isótopos menos abundantes têm 13 e 14 nêutrons.

Figura 3. Espectro de massa de uma amostra de Mg que demonstra a ocorrência de três isótopos com A = 24, 25, 26 amu e abundâncias de 79, 10 e 11%, respectivamente.


Veja uma animação que explica a espectrometria de massa. Assista a este vídeo da Royal Society for Chemistry para uma breve descrição dos rudimentos da espectrometria de massa.


Massa atômica relativa ou peso atômico

Massa atômica relativa ou peso atômico é a massa atômica média dividida por uma unidade atômica unificada. Portanto, o peso atômico médio do carbono é 12,011 12 u ÷ 1 u = 12,011 12.

Nota: o peso atômico médio é uma quantidade adimensional, enquanto a massa atômica tem a dimensão da unidade de massa unificada (u), mas ambos têm o mesmo valor numérico.

1 u é igual à décima segunda massa do átomo de carbono-12, portanto, podemos definir o peso atômico em termos de carbono-12 como a razão entre a massa atômica média e a décima segunda massa do átomo de carbono-12.


Capítulo 4 Estrutura do Atom

Responder:
Os raios do canal são radiações com carga positiva. Esses raios consistem em partículas carregadas positivamente conhecidas como prótons. Eles foram descobertos por Gold Stein em 1886.

2. Se um átomo contém um elétron e um próton, ele carregará alguma carga ou não?

Responder:
Como um elétron é uma partícula carregada negativamente e o próton, uma partícula carregada positivamente, a carga líquida torna-se neutra à medida que ambas as partículas se neutralizam.

1. Com base no modelo de átomo de Thomson, explique como o átomo é neutro como um todo.

Responder
Um átomo consiste em uma esfera de carga positiva com elétrons carregados negativamente embutidos nela. As cargas positivas e negativas em um átomo são iguais em magnitude, devido à qual um átomo é eletricamente neutro. Ele não tem carga total positiva e negativa.

2. Com base no modelo de Rutherford de um átomo, cuja partícula subatômica está presente no
núcleo de um átomo?

Responder:
Com base no modelo de átomo de Rutherford, prótons (partículas carregadas positivamente) estão presentes no núcleo de um átomo.

3. Desenhe um esboço do modelo de Bohr de um átomo com três camadas.


4. O que você acha que seria a observação se o experimento de espalhamento de partículas α fosse realizado usando uma folha de um metal diferente de ouro?

Responder:
Se o experimento de espalhamento α for realizado usando uma folha de metal em vez de ouro, a observação permanecerá a mesma. No experimento de espalhamento α, uma folha de ouro foi obtida porque o ouro é maleável e uma folha fina de ouro pode ser facilmente feita. É difícil fazer essas folhas de outros metais.

1. Cite as três partículas subatômicas de um átomo.

Responder:
As três partículas subatômicas do átomo são elétrons, prótons e nêutrons.

2. O átomo de hélio tem massa atômica de 4 u e dois prótons em seu núcleo. Quantos nêutrons ele tem?

Responder:
Massa atômica de hélio = 4u

Massa atômica = Número de prótons + Número de nêutrons

1 Escreva a distribuição dos elétrons nos átomos de carbono e sódio?

Responder:
Átomo de carbono

Número atômico de carbono = 6

Primeira órbita ou camada K = 2 elétrons

Segunda órbita ou camada L = 4 elétrons

Distribuição de elétron = 2,4

Átomo de sódio

Número atômico de carbono = 11

Primeira órbita ou camada K = 2 elétrons

Segunda órbita ou camada L = 8 elétrons

Terceira órbita ou camada M = 1 elétron

Distribuição de elétron = 2,8,1

2 Se as camadas K e L de um átomo estiverem cheias, qual seria o número total de elétrons no átomo?

Responder:
O número máximo de elétrons que podem ocupar as camadas K e L de um átomo são 2 e 8
respectivamente. Portanto, se as camadas K e L de um átomo estão cheias, então o número total de elétrons em
o átomo seria (2 + 8) = 10 elétrons.

1. Como você encontrará a valência do cloro, enxofre e magnésio?

Responder:
Os elétrons presentes na camada mais externa de um átomo são chamados de elétrons de valência. A capacidade de combinação de um átomo de um elemento para formar ligação química é chamada de valência.

A valência de um elemento é
1) Igual ao número de elétrons de valência
2) Igual ao número de elétrons necessários para completar oito elétrons na camada de valência.

Valência de um metal = Não. de elétrons de valência
Valência de um não metálico = 8-Não. de elétrons de valência

Valência do cloro (Z = 17)

Configuração Eletrônica = 2,8,7
Valência = 8-7 = 1

Valência do enxofre (Z = 16)

Configuração Eletrônica = 2,8,6
Valência = 8-6 = 2

Valência do magnésio (Z = 12)

Configuração Eletrônica = 2,8,2
Valência = 2

1. Se o número de elétrons em um átomo for 8 e o número de prótons também for 8, então

(i) qual é o número atômico do átomo?

Responder:
O número atômico é igual ao número de prótons. Portanto, o número atômico de
o átomo é 8.

(ii) qual é a carga do átomo?

Responder:
Uma vez que o número de elétrons e prótons é igual, portanto, a carga no
átomo é 0.

2. Com a ajuda da Tabela 4.1, descubra o número de massa do átomo de oxigênio e enxofre.

Responder:
Número de massa de oxigênio = Número de prótons + Número de nêutrons
= 8 + 8
= 16
Número de massa de enxofre = Número de prótons + Número de nêutrons
= 16 +16
= 32

1. Para o símbolo H, D e T tabulam três partículas subatômicas encontradas em cada uma delas.


2. Escreva a configuração eletrônica de qualquer par de isótopos e isóbaros.

Responder:
Isótopos
são os átomos do mesmo elemento com o mesmo número atômico, mas com números de massa diferentes.

Dois isótopos de hidrogênio são Protium 1H 1 e deutério 1H 2
A configuração eletrônica do Protium 1H 1 é 1
A configuração eletrônica do deutério 1H 2 é 1

Isobars são os átomos de diferentes elementos com diferentes números atômicos, mas com o mesmo número de massa.

29 Ca40 e 18 Ar40 são par de isóbaros.
A configuração eletrônica do é 40 Ca29 2, 8, 8, 2
A configuração eletrônica de 40 Ar18 é 2, 8, 8.

Exercícios Página 54
1. Compare as propriedades dos elétrons, prótons e nêutrons.

Elétrons Prótons Nêutrons
Elétron está presente
fora do núcleo de um
átomo.
Prótons estão presentes no
núcleo de um átomo.
Nêutrons estão presentes em
o núcleo de um átomo.
Elétron são negativos
carregada
Os prótons são carregados positivamente. Os nêutrons são neutros.
A massa de um elétron
é considerado insignificante.
A massa de um próton
é aproximadamente 2.000 vezes a massa de um elétron
A massa do nêutron é
quase igual à massa de um próton.


2. Quais são as limitações de J.J. O modelo de átomo de Thomson?

Responder:
J.J. Thomson em 1904, propôs que um átomo era uma esfera de eletricidade positiva na qual estavam embutidos vários elétrons. A estabilidade do átomo foi explicada como resultado do equilíbrio entre as forças repulsivas entre os elétrons e sua atração para o centro da esfera positiva. Este modelo não conseguia explicar a razão para a estabilidade exata do átomo.

3. Quais são as limitações do modelo de átomo de Rutherford?

Responder:
Ele não explica a estabilidade de um átomo. No modelo de Rutherford & # 8217s de um átomo, o elétron carregado negativamente gira em torno do núcleo carregado positivamente em um caminho circular. Se um objeto se move em um caminho circular, então seu movimento é dito acelerado. Isso significa que o movimento de um elétron girando em torno do núcleo é acelerado. Se uma partícula carregada sofre um movimento acelerado, ela deve irradiar energia continuamente. Assim, a energia do elétron giratório diminuirá gradualmente e sua velocidade também continuará diminuindo. em última análise, os elétrons devem cair no núcleo. Isso torna o átomo muito instável e, portanto, deve entrar em colapso.

4. Descreva o modelo do átomo de Bohr.

Responder:
1) Um átomo é composto de três partículas: elétrons, prótons e nêutrons. Os elétrons têm carga negativa, os prótons têm carga positiva, enquanto os nêutrons não têm carga. Devido à presença de igual número de elétrons negativos e prótons positivos, o átomo como um todo é eletricamente neutro.

2) Os prótons e nêutrons estão localizados em um pequeno núcleo no centro de um átomo. Devido à presença de prótons, o núcleo é carregado positivamente.

3) Os elétrons giram em torno do núcleo em caminhos circulares fixos chamados níveis de energia ou camadas. Os níveis de energia ou camadas são representados de duas maneiras:
a) K, L, M, N & # 8230 e # 8230.
b) 1,2,3,4,5 & # 8230 & # 8230


4) O primeiro nível de energia ou camada k pode conter no máximo 2 elétrons.

O segundo nível de energia ou camada L pode conter no máximo 8 elétrons.

O terceiro nível de energia ou camada M pode conter no máximo 18 elétrons.

O quarto nível de energia ou camada N pode conter no máximo 32 elétrons.


5) Cada nível de energia ou camada está associado a uma quantidade fixa de energia. Não há mudança na energia, desde que continuem girando no mesmo nível de energia.

6) A mudança na energia de um elétron ocorre quando ele

a) Salta de um nível de energia inferior para um nível de energia superior (ganho de energia)

b) Salta de um nível de energia superior para um nível de energia inferior (perde energia)

5. Compare todos os modelos propostos de um átomo dados neste capítulo.

  • Um átomo consiste em partículas carregadas positivamente concentradas no centro, conhecidas como núcleo.
  • O tamanho do núcleo é muito pequeno se comparado ao tamanho do átomo.
  • O elétron gira em torno do núcleo em órbitas bem definidas.

6. Resume as regras para escrever a distribuição de elétrons em várias camadas para os primeiros dezoito elementos.

Responder:
O arranjo dos elétrons em vários níveis de energia ou camadas de um átomo é conhecido como configuração eletrônica do elemento.

O número máximo de elétrons que podem ser acomodados em qualquer nível de energia de um átomo é dado por 2n² (Regra de Bohr-Bury).

Para Ex: Para o 1º nível de energia n = 1
Número máximo de elétrons no primeiro nível de energia = 2n² = 2

Para o 2º nível de energia n = 2
Número máximo de elétrons no 2º nível de energia = 8

Para o 3º nível de energia n = 3
Número máximo de elétrons no 3º nível de energia = 18

Os elétrons em um átomo não ocupam uma nova camada, a menos que todas as camadas internas estejam completamente preenchidas com elétrons.

7. Definir valência tomando exemplos de silício e oxigênio?

Responder:
A camada de elétrons mais externa de um átomo é chamada de camada de valência.
Os elétrons presentes na camada mais externa de um átomo são chamados de elétrons de valência.

A capacidade de combinação de um átomo de um elemento para formar ligação química é chamada de valência.

A valência de um elemento é
1) Igual ao número de elétrons de valência
2) Igual ao número de elétrons necessários para completar oito elétrons na camada de valência.

Valência de um metal = Não. de elétrons de valência
Valência de um não metálico = 8-Não. de elétrons de valência

Número atômico do silício = 14

Configuração eletrônica de si = 2,8,4

Número atômico de oxigênio = 8

Configuração eletrônica = 2,6

8. Explique com exemplos (i) Número atômico, (ii) Número de massa,
(iii) Isótopos e iv) Isóbaros. Dê quaisquer dois usos de isótopos.

Número atômico

O número atômico de um elemento é o número total de prótons presentes no átomo desse elemento.

Por Ex: o número atômico de sódio é 11.

Número de massa

O número de massa de um elemento é a soma do número de prótons e nêutrons presentes no
átomo desse elemento.

Por ex: o átomo de boro tem 5 prótons e 6 nêutrons. Portanto, o número de massa do boro é 5 + 6 = 11.

Isótopos são átomos do mesmo elemento com o mesmo número atômico, mas com números de massa diferentes.

Para Ex:
Isótopos de Hidrogênio

1) Um isótopo de urânio é usado como combustível no reator nuclear.

2) Um isótopo de cobalto é usado no tratamento do câncer.

Isobars são os átomos de diferentes elementos com número atômico diferente, mas mesmo número de massa.

9. Na + preencheu completamente as camadas K e L. Explique.

Responder:
O número atômico do Na é 11. Sua configuração eletrônica é 2,8,1.

A configuração eletrônica do Na + é 2,8.

A configuração acima indica shells K, L completamente preenchidos.

10. Se o átomo de bromo estiver disponível na forma de, digamos, dois isótopos 79 Br35 (49,7%) e 81 Br35 (50,3%), calcule a massa atômica média do átomo de bromo.

Responder:
A massa atômica média do bromo
= [(79 x 49,7) + (81 x 50,3)] / 100
= [(3926.3 + 4074.3)]/100
= 8000.6/100
= 80 u

11. A massa atômica média de uma amostra de um elemento X é 16,2 u.
Quais são as porcentagens de isótopos 16 X8 e 18 X8 na amostra?

Resposta: Já que a massa atômica média = [16 x X + 18 x (100 - X)] / 100
16,2 = 16X + 1800 - 18X / 100
1620 = - 2X + 1800
2X = 1800 - 1620
X = 180/2 = 90
Quando 90% é a amostra X-16, então para a amostra X-18% = 100-90 = 10%

12. Se Z = 3, qual seria a valência do elemento? Além disso, nomeie o elemento.

Responder:
O número atômico do elemento é 3. Sua configuração eletrônica é 2,1. A valência do elemento é 1. Portanto, o elemento é Lítio.

13. A composição dos núcleos de duas espécies atômicas X e Y são dadas como em:

X Y
Prótons 6 6
Nêutrons 6 8

Forneça os números de massa de X e Y. Qual é a relação entre as duas espécies?

Responder :
Número de massa de X = Número de prótons + Número de nêutrons

Número de massa de Y = Número de prótons + Número de nêutrons

Essas duas espécies atômicas X e Y têm o mesmo número atômico, mas números de massa diferentes.
Portanto, eles são isótopos.

14. Para as afirmações a seguir, escreva T para Verdadeiro e F para Falso.

(a) J.J. Thomson propôs que o núcleo de um átomo contém apenas núcleons (F)
(b) Um nêutron é formado por um elétron e um próton combinados. Portanto, é neutro (F)
(c) A massa de um elétron é cerca de 12.000 vezes a do próton (T)
(d) Um isótopo de iodo é usado para fazer tintura de iodo, que é usado como um medicamento (T)

Marque (√) contra a escolha correta e cruze (×) contra a escolha errada nas questões 15, 16 e 17

15. O experimento de espalhamento de partículas alfa de Rutherford foi responsável pela descoberta de
(a) Núcleo Atômico (b) Elétron
(c) Próton (d) Neutron

Responder:
(a) Núcleo Atômico (√)
(b) Elétron (×)
(c) Próton (×)
(d) Nêutron (×)

16. Os isótopos de um elemento têm
(a) as mesmas propriedades físicas
(b) diferentes propriedades químicas
(c) número diferente de nêutrons
(d) diferentes números atômicos.

Responder:
(a) as mesmas propriedades físicas (×)
(b) diferentes propriedades químicas (×)
(c) número diferente de nêutrons (√)
(d) diferentes números atômicos (×)

17. O número de elétrons de valência no íon Cl são:
(a) 16 (b) 8 (c) 17 (d) 18

Responder: (b) 8

18. Qual das opções a seguir é uma configuração eletrônica correta de sódio?
(a) 2,8 (b) 8,2,1 (c) 2,1,8 (d) 2,8,1.


Princípios básicos introdutórios à química

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Exemplo

Neon has three naturally occuring isotopes.

Symbol Mass number Isotopic mass (amu) Percent natural abundance
Ne-20 20 19.9924 90.48%
Ne-21 21 20.9938 0.27%
Ne-22 22 21.9914 9.25%

Remember that mass number is not the same as the atomic mass or isotopic mass! The mass number is the number of protons + neutrons, while atomic mass (or isotopic mass) is the mass if you were to somehow weigh it on a balance.

To find the average atomic mass of neon, we will use the equation above and take the abundance of the first isotope times the mass of the first isotope plus the abundance of the second isotope times the mass of the second isotope plus the abundance of the third isotope times the mass of the third isotope. However, you might recall from your math courses that when you use a percentage in a calculation you always want to use the decimal form, meaning you must first divide the percentage by 100. The equation would then look like:

= (0.9048 x 19.9924 amu) + (0.0027 x 20.9938 amu) + (0.0925 x 21.9914 amu)

= 18.0 8 9 amu + 0.05 1 6 amu + 2.0 3 4 amu

Looking at our significant digits, we see that 18.0 8 9 was precise to the hundredths place, 0.05 1 6 was precise to the thousandths place, and 2.0 3 4 was precise to the hundredths place. So the answer can only be precise out to the least precise or most uncertain place, hundredths place. We would therefore round the answer off to 20.18 amu. This is the average atomic mass of neon.

Let’s just take a second and see if 20.18 amu seems like a reasonable answer, given the initial data. According to the table, most neon (over 90%) has a mass of approximately 20 amu, a tiny bit has a mass of around 21 amu, and around 9% has a mass of 22 amu. Based off this we would predict that the answer would be close to 20 amu, but slightly higher, which it is!


›› More information on molar mass and molecular weight

In chemistry, the formula weight is a quantity computed by multiplying the atomic weight (in atomic mass units) of each element in a chemical formula by the number of atoms of that element present in the formula, then adding all of these products together.

Formula weights are especially useful in determining the relative weights of reagents and products in a chemical reaction. These relative weights computed from the chemical equation are sometimes called equation weights.

Using the chemical formula of the compound and the periodic table of elements, we can add up the atomic weights and calculate molecular weight of the substance.

The atomic weights used on this site come from NIST, the National Institute of Standards and Technology. We use the most common isotopes. This is how to calculate molar mass (average molecular weight), which is based on isotropically weighted averages. This is not the same as molecular mass, which is the mass of a single molecule of well-defined isotopes. For bulk stoichiometric calculations, we are usually determining molar mass, which may also be called standard atomic weight or average atomic mass.

A common request on this site is to convert grams to moles. To complete this calculation, you have to know what substance you are trying to convert. The reason is that the molar mass of the substance affects the conversion. This site explains how to find molar mass.

Finding molar mass starts with units of grams per mole (g/mol). When calculating molecular weight of a chemical compound, it tells us how many grams are in one mole of that substance. The formula weight is simply the weight in atomic mass units of all the atoms in a given formula.

If the formula used in calculating molar mass is the molecular formula, the formula weight computed is the molecular weight. The percentage by weight of any atom or group of atoms in a compound can be computed by dividing the total weight of the atom (or group of atoms) in the formula by the formula weight and multiplying by 100.