processo de seleção e admissão aos cursos de mestrado e de...
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Processo de Seleção e Admissão aos
Cursos de Mestrado e de Doutorado
para o Semestre 2018/1
Edital n° 003/PPGQ/2017
EXAME DE SELECÃO
CADERNO DE PERGUNTAS
Instruções:
1. Não escreva seu nome em nenhuma folha dos cadernos de questões e de respostas. Insira
somente o número de inscrição nas folhas do caderno de questões e de respostas (etapa cega).
Não poderá haver qualquer outra identificação, sob pena de sua desclassificação.
2. Os cadernos de questões e de respostas deverão ser devolvidos ao término da prova.
3. A resposta a cada questão deverá ser inserida no espaço especificado no caderno de respostas.
Não serão corrigidas as questões respondidas no caderno de perguntas.
4. Utilize somente caneta esferográfica de tinta azul ou preta para responder as questões.
5. Não é permitida a remoção de qualquer folha do caderno de questões. Somente a última folha
do caderno de respostas poderá ser removida ao final da prova.
6. Não é permitido o empréstimo de materiais a outros candidatos.
Nível pretendido para ingresso:
( ) MESTRADO
( ) DOUTORADO
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QUESTÕES DE PROPOSIÇÕES MÚLTIPLAS
Questão 01.
A reação entre a hidroquinona e o peróxido de
hidrogênio formando quinona e água, mostrada
abaixo, é utilizada pelo besouro-bombardeiro
como um mecanismo de defesa contra
predadores, sendo catalisada por enzimas.
Considere 4,184 J (°C)-1 g-1 como o calor
específico da água e a equação termoquímica
abaixo. Some as proposições corretas:
C6H6O2 (aq)+ H2O2 (aq) → C6H4O2 (aq)+ 2H2O (l)
Hr = ─ 204 kJ mol-1
(01) O agente oxidante é a quinona e o agente
redutor é o peróxido de hidrogênio.
(02) Quando 0,17 mg de quinona reagem com
excesso de peróxido, libera-se calor suficiente
para elevar a temperatura de 1,0 mg de água de
25 °C até 100 °C.
(04) É necessário que pelo menos 0,42 mg de
quinona reaja com excesso de peróxido para
elevar a temperatura de 7,0 mg de água de 25 °C
até 100 °C.
(08) A presença de enzimas torna essa reação
mais espontânea que a reação não-catalisada
(ΔG𝑟° fica mais negativo).
(16) Se a reação estivesse em equilíbrio, um
aumento de temperatura favoreceria a formação
de produtos.
(32) A semi-reação de redução associada à
reação global é H2O2 (aq) + 2ē + 2H+ ⇌ 2H2O(l) .
Questão 02.
Assuma que você adicionou 1,2 kg de
etilenoglicol, C2H4(OH)2, como anticongelante a
4,0 kg de água em um radiador de um veículo. Em
relação a essa mistura, é correto afirmar que:
(01) a fração molar de etilenoglicol é 0,032.
(02) a concentração percentual em massa de
etilenoglicol é de 23%.
(04) a molalidade do etilenoglicol é 5,2 mol kg-1.
(08) a fração molar de água é 0,92.
(16) a concentração percentual em massa de água
é 85%.
(32) pelo fato do etilenoglicol ser um eletrólito
forte, a solução formada será boa condutora de
eletricidade.
Questão 03.
Com relação às leis da termodinâmica e às suas
funções de estado, é correto afirmar que:
(01) entalpia e calor são sinônimos, ou seja, a
entalpia de uma reação é equivalente ao calor de
reação.
(02) o critério termodinâmico de espontaneidade é
o aumento da entropia do sistema.
(04) em qualquer processo adiabático não ocorre
variação de temperatura, visto que “adiabático”
significa “sem troca de calor”.
(08) conforme a terceira lei da termodinâmica, os
valores de entropia de todos os cristais perfeitos
são os mesmos no zero absoluto de temperatura.
(16) quando ocorre uma reação exotérmica em um
sistema isolado, a energia interna do sistema
aumenta.
(32) de acordo com a segunda lei da
termodinâmica, a entalpia do sistema sempre
aumenta em processos espontâneos.
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Questão 04.
Uma das consequências da dissolução de um
soluto em um solvente é o abaixamento do ponto
de congelamento do solvente. Essa propriedade é
diretamente dependente da molalidade (𝑚),
segundo a expressão ∆𝑇𝑓𝑝 = 𝐾𝑓𝑝 𝑚, na qual 𝐾𝑓𝑝 é
a constante de abaixamento de ponto de
congelamento, com valor -1,86 °C kg mol-1 para a
água. Com relação a essa propriedade, é correto
afirmar que:
(01) o abaixamento do ponto de congelamento é
uma propriedade coligativa, assim como o
abaixamento do ponto de ebulição, da pressão de
vapor e a pressão osmótica.
(02) para diminuir o ponto de congelamento de
5,50 kg de água de 0,00 °C para -10,0 °C, seria
necessário adicionar à água 1,84 kg de
etilenoglicol.
(04) a diminuição do ponto de congelamento é
consequência da formação de uma nova fase
sólida entre o soluto e o solvente.
(08) o abaixamento no ponto de congelamento de
1,0 kg de água provocado pela adição de 50 g de
etilenoglicol será idêntico ao observado para 1,0
kg de etanol após adição da mesma massa de
etilenoglicol.
(16) o ponto de congelamento de uma solução
contendo 1,0 mol kg-1 de etilenoglicol em água
será idêntico ao ponto de congelamento de uma
solução contendo 1,0 mol kg-1 de glicose em água.
Questão 05.
Em relação a cargas formais, some as
proposições corretas.
(01) A molécula de dimetilsulfóxido, (CH3)2SO,
pode ser representada por uma estrutura de
ressonância que contém uma carga positiva e
outra negativa nos átomos de enxofre e oxigênio,
respectivamente.
(02) A soma das cargas formais de todos os
átomos deve ser igual à carga total da molécula.
(04) Um átomo de carbono ligado a três
substituintes pode ter carga formal zero, negativa
ou positiva.
(08) Um átomo de carbono com duas ligações
simples e um par de elétrons não-ligante tem
carga formal negativa.
(16) Em compostos neutros, todos os átomos
apresentam carga formal igual a zero.
Questão 06.
Some as proposições corretas.
(01) Cristais moleculares, como o carbonato de
cálcio, apresentam pontos de fusão elevados.
(02) O diamante é um exemplo de sólido
covalente, apresentando alto ponto de fusão e
baixa condutividade elétrica.
(04) Em geral, isômeros cis-trans apresentam
diferentes pontos de fusão devido a diferenças no
empacotamento molecular.
(08) O I2 cristalino é um exemplo de cristal
covalente no qual a rede cristalina é mantida por
interações do tipo van der Waals.
(16) Formas alotrópicas do mesmo elemento
podem apresentar tipos de ligação e propriedades
físicas distintas.
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Questão 07.
Utilizando conceitos da teoria da repulsão dos
pares de elétrons da camada de valência e de
geometria molecular e deslocalização eletrônica,
analise as afirmações abaixo e some as
proposições corretas:
(01) o formaldeído (CH2O) apresenta todos os
átomos distribuídos em um mesmo plano.
(02) o ângulo de ligação H-N-H na amônia é maior
do que o ângulo de ligação C-N-C na trimetilamina
[(CH3)3N].
(04) água e éter dimetílico [(CH3)2O] apresentam
todos os átomos distribuídos em um mesmo plano.
(08) no íon formiato (metanoato), os comprimentos
das duas ligações entre carbono e oxigênio são
idênticos.
(16) o cátion metila (CH3+) apresenta geometria
piramidal trigonal.
(32) a borana (BH3) apresenta geometria trigonal
planar.
Questão 08.
Com relação à molécula do aspartame, cuja
estrutura é representada abaixo, some as
proposições corretas.
(01) Apresenta grupos éter, ácido carboxílico e
amida.
(02) O grupo éster pode ser hidrolisado em meio
alcalino.
(04) Todos os átomos de carbono possuem seus
orbitais atômicos hibridizados em sp3, com
exceção dos átomos de carbono constituintes do
anel benzênico.
(08) Possui fórmula mínima C14H18N2O5.
(16) Apresenta dois centros estereogênicos.
Questão 09.
A resolução por Schrödinger de sua equação para
átomos hidrogeniônicos (ou hidrogenoides) deu
origem ao modelo atômico da mecânica quântica.
Com relação a esse modelo atômico, some as
proposições corretas:
(01) a resolução analítica da equação de
Schrödinger é possível para qualquer átomo,
independentemente do número de elétrons e
prótons no núcleo.
(02) a resolução da equação diferencial para o
sistema elétron-próton do átomo de hidrogênio
somente pode ser realizada em coordenadas
cilíndricas.
(04) a função de distribuição radial do orbital 3s
mostra que existem regiões do espaço que
possuem uma probabilidade zero de se encontrar
o elétron.
(08) a número quântico de spin é obtido como um
resultado da equação de Schrödinger.
(16) de acordo com a resolução da equação de
Schrödinger para o átomo de hidrogênio, a energia
de um elétron em um orbital atômico depende
somente do número quântico principal desse
estado.
(32) a forma e a orientação espacial dos orbitais
atômicos são dependentes dos números
quânticos de momento angular orbital e
magnético.
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Questão 10.
Na Tabela Periódica moderna, os elementos estão
organizados em ordem crescente de número
atômico, distribuídos em períodos e grupos. Com
relação à Tabela Periódica e às propriedades
eletrônicas, é correto afirmar:
(01) os calcogênios têm configuração eletrônica
de valência ns2np4.
(02) a magnitude da carga nuclear efetiva sobre os
elétrons de valência diminui da esquerda para a
direita em um mesmo período da tabela periódica.
(04) a afinidade eletrônica é uma grandeza de
sinal negativo.
(08) o potencial de ionização é sempre uma
grandeza de sinal positivo.
(16) o íon Fe2+ é originado pela perda de dois
elétrons dos orbitais atômicos 3d do átomo de Fe
neutro.
(32) o estado de oxidação máximo possível para o
Ti é +3.
(64) o raio iônico de um cátion é menor do que o
do respectivo átomo neutro e diminui da esquerda
para a direita em um mesmo período da tabela
periódica.
Questão 11.
A respeito dos temas polaridade, forças
intermoleculares e solubilidade, some as
proposições corretas.
(01) O CO2 deve ser mais solúvel em água do que
o SO2, por ser mais polarizável.
(02) O metano é pouco solúvel em água porque,
apesar da alta polarizabilidade, tem momento de
dipolo zero.
(04) O éter etílico e o etanol são isômeros de
fórmula C2H6O. É esperado que o ponto de
ebulição do primeiro seja menor que o do
segundo.
(08) A polarizabilidade de uma molécula exerce
influência sobre seu ponto de ebulição.
(16) O diclorometano, CH2Cl2, é pouco solúvel em
água por ser um composto apolar.
(32) A trimetilamina, (CH3)3N, é um composto mais
polar do que a amônia, NH3.
(64) Quando comparamos os pares F2 e I2, o ponto
de fusão do segundo deve ser mais baixo devido
ao fato de ser mais polarizável.
Questão 12.
A respeito da classificação de ácidos, bases, sais
e óxidos inorgânicos, some as proposições
corretas.
(01) Um óxido anfótero reage tanto com ácidos
como com bases.
(02) Sais que possuem ponto de fusão inferior à
temperatura ambiente (25 °C) podem ser
chamados de líquidos iônicos.
(04) Compostos puramente orgânicos, como o
(CH3NH3)(CHO2), não podem ser chamados de
sais.
(08) Ácidos fortes reagem mais rapidamente que
ácidos fracos.
(16) Todos os óxidos apresentam alto ponto de
fusão e ebulição, o que lhes confere aplicação na
química do estado sólido.
(32) A água, quando dissolvida em ácido sulfúrico,
atua como base.
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Questão 13.
O potencial padrão de redução do zinco é –0,76 V
e o potencial da célula
Zn(s) │Zn2+(aq) ║ Sn4+
(aq), Sn2+(aq) │Pt(s) é +0,91 V.
Some as proposições CORRETAS.
(01) O potencial padrão de redução do eletrodo
Sn4+│Sn2+ é igual a +1,67 V.
(02) O eletrodo Sn4+│Sn2+ tem o potencial padrão
de redução mais positivo do que o do zinco.
(04) Como o potencial da célula é positivo, a
reação da célula é espontânea nas condições
descritas.
(08) Quanto mais positivo for o potencial de
redução, maior será o poder de doação de
elétrons do agente oxidante.
(16) O potencial padrão de redução do eletrodo
Sn4+│Sn2+ é igual a +0,15 V.
Questão 14.
Considere dois frascos: um contendo solução de
NaOH a 0,610 mol L-1 e outro contendo 20,0 mL
de uma solução de H2SO4 0,245 mol L-1. Some as
proposições CORRETAS:
(01) o número de mol de ácido sulfúrico existente
em 20,0 mL da solução de H2SO4 é igual a
9,80 x 10-3 mol.
(02) são necessários 8,00 mL da solução de
NaOH para neutralizar completamente a solução
de H2SO4.
(04) são necessários 32,2 mL da solução de
NaOH para neutralizar completamente a solução
de H2SO4.
(08) em virtude do caráter higroscópico do NaOH,
a solução preparada a partir deste reagente deve
ser padronizada antes da utilização em análise
quantitativa.
(16) a solução de NaOH pode ser padronizada
com solução de um ácido de concentração
exatamente conhecida, como o hidrogenoftalato
de potássio.
Questão 15.
Some as proposições corretas:
(01) uma solução aquosa de acetato de potássio
deve apresentar pH menor do que 7.
(02) uma solução aquosa de FeCl3 deve
apresentar pH maior do que 7.
(04) o pH de uma solução de um sal depende da
acidez e da basicidade relativas de seus íons.
(08) cátions de metais com carga elevada e
volume pequeno, como Al3+, atuam como ácidos
de Lewis em solução aquosa.
(16) os cátions dos metais do grupo 1 da Tabela
Periódica estão sujeitos a reações de hidrólise,
produzindo íons hidróxido.
Questão 16.
O sulfato de bário é um sal de baixa solubilidade
em água (Kps = 1,1 x 10-10), não transparente aos
raios X, e é usado no diagnóstico de problemas no
tubo digestivo. Com relação à solubilidade desse
sal e de outros compostos iônicos, são
CORRETAS as afirmativas:
(01) o sulfato de estrôncio (Kps = 3,8 x 10-7) é um
sal mais solúvel em água do que o sulfato de bário,
a uma mesma temperatura.
(02) um paciente ingere uma suspensão contendo
20,0 g de BaSO4 (233,3 g mol-1) para fazer um
exame radiográfico. Se considerarmos que essa
substância estará em equilíbrio com 5,0 L de
sangue no corpo, haverá uma quantidade
aproximada de 2,4 mg dissolvidos por litro de
plasma sanguíneo.
(04) devido ao efeito do íon comum, a solubilidade
do BaSO4 em água pode ser aumentada com a
adição de Na2SO4.
(08) a solubilidade de um sal pode ser aumentada
com a adição de um ligante capaz de complexar o
cátion.
(16) vários sais de carbonato também são pouco
solúveis em água (por exemplo, CaCO3) mas, ao
contrário dos sulfatos, são mais resistentes à
dissolução pela adição de ácidos fortes.
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QUESTÕES DISCURSIVAS Questão 17.
A catálise enzimática pode ser descrita pelo modelo de Michaelis-Menten, que relaciona a velocidade da reação (v) à concentração do substrato. A relação é expressa na equação abaixo, na qual 𝑘2 é a constante de velocidade da etapa de formação do produto, [𝐸]0 é a concentração inicial
da enzima, [𝑆] é a concentração do substrato e 𝐾𝑀 é a constante de Michaelis.
v =k2[E]0[S]
KM + [S]
(a) Esboce um gráfico que mostra como v varia em função de [𝑆], segundo a equação acima.
(b) Estabeleça a expressão para o valor máximo de v em função de [𝑆], segundo a equação acima.
(c) Rearranje a equação de maneira a se obter uma equação linear de 1
v em função de
1
[𝑆] e
especifique quais seriam os coeficientes angular e linear.
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Questão 18.
Uma amostra de 10 g de uma substância orgânica desconhecida foi submetida à combustão em excesso de oxigênio, resultando na liberação de 22 g de dióxido de carbono e 12 g de água, somente. Considere que a substância desconhecida seja formada apenas por átomos de carbono, hidrogênio e oxigênio e possua massa molar 60 g mol-1. Responda às questões abaixo:
(a) Determine a fórmula mínima da substância orgânica desconhecida, explicitando as etapas
de cálculo.
(b) Forneça a estrutura de duas moléculas que contenham diferentes grupos funcionais com a
fórmula molecular determinada.
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Questão 19.
O prêmio Nobel de Química em 2017 foi dado a Jacques Dubochet, Joachim Frank e Richard Henderson por: “developing cryoelectron microscopy for the high-resolution structure determination of biomolecules in solution". Esta técnica de criomicroscopia eletrônica se assemelha à difratometria de raios-X na resolução de estruturas, com a vantagem de poder ser realizada com o composto ainda em solução (congelada).
O princípio geral é incidir um feixe de elétrons sobre a amostra, coletar os padrões de espalhamento do feixe causados pelas moléculas e recalcular a estrutura que causou os desvios. Em princípio, a teoria necessária ao desenvolvimento da técnica já havia sido descrita no início do século XX, mas foi necessário o desenvolvimento de diversos métodos experimentais e computacionais para resolver o problema na escala atual. A respeito dos conceitos relacionados ao tema, responda sucintamente:
(a) Cite o princípio equacionado em 1924 por De Broglie que está associado à utilização de
elétrons neste tipo de experimento.
(b) O espalhamento nestes casos é também proporcional ao raio dos átomos. Dentre os átomos
de O, S e Se, especifique aquele que possui maior raio. Justifique sua resposta.
(c) O “crio” no nome do experimento vem do fato que a solução precisa estar congelada a
baixíssimas temperaturas (em geral, próximas a –180 °C). Isso foi usado inicialmente para
evitar a degradação da amostra e a evaporação do solvente. Mais tarde, descobriu-se que
o congelamento era importante também para a resolução das estruturas. Discuta a
vantagem associada à condução dos experimentos sob baixa temperatura e o efeito do
aumento da temperatura sobre os resultados obtidos.
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Questão 20.
Considere duas esferas ocas não deformáveis, A e B, unidas por um curto cilindro ao qual está acoplada uma válvula “V”, de modo que o conteúdo de cada esfera permaneça completamente isolado até que a válvula seja aberta. A esfera A, com volume interno 4,00 L, está preenchida com 3,00 mol de H2, ao passo que a esfera B, de volume interno 2,50 L, está preenchida com 150,0 g de Cℓ2. O sistema é mantido a uma temperatura externa constante de 25,0 °C, ao nível do mar. Considere desprezível o volume do cilindro que une as duas esferas e, para fins de cálculo, comportamento ideal dos gases.
(a) Calcule a pressão, em atm, exercida pelo Cℓ2 no interior da esfera B, antes da abertura da válvula.
(b) Calcule a massa de HCℓ formado quando a válvula que une as duas esferas é aberta,
permitindo o contato e a mistura completa entre os dois gases. Despreze o equilíbrio estabelecido entre reagentes e produto da reação e considere que o único produto formado é HCℓ.
(c) Calcule a pressão interna no sistema, em atm, após o término da reação descrita no item
(b), no momento em que a temperatura interna se igualar à temperatura externa (considere que a válvula V permanecerá aberta).
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EQUAÇÕES
𝑝 𝑉 = 𝑛 𝑅 𝑇 𝑝𝐻 = 𝑝𝐾𝑎 + 𝑙𝑜𝑔[𝑏𝑎𝑠𝑒]
[á𝑐𝑖𝑑𝑜] 𝐸 = ℎ
𝐸 = 𝐸0 −0,05916
𝑛log 𝑄 (25 °C) [𝐻3𝑂+] = √
𝐾1𝐾2𝐶 + 𝐾1𝐾𝑤
𝐾1 + 𝐶 𝑙𝑜𝑔 𝛾 = −
0,51 𝑧2√𝜇
1 + 3,3 𝛼 √𝜇
µ = 1
2∑(𝑐𝑖𝑧𝑖
2) 𝐴 = 𝜀 𝑏 𝑐 𝐾𝑎𝐾𝑏 = 𝐾𝑤 = 1,00𝑥10−14 (25 °𝐶)
𝑠 = √∑ (𝑥𝑖 − �̅�)2𝑛
𝑖=1
𝑛 − 1 𝐾𝑎1𝐾𝑏2 = 𝐾𝑎2𝐾𝑏1 = 𝐾𝑤
1
𝑣0=
𝐾𝑀
𝑣𝑚á𝑥[𝑆]+
1
𝑣𝑚á𝑥
(𝜕𝑇
𝜕𝑝)
𝑆
= (𝜕𝑉
𝜕𝑆)
𝑝 (
𝜕𝑇
𝜕𝑉)
𝑆= − (
𝜕𝑝
𝜕𝑆)
𝑉 (
𝜕𝑆
𝜕𝑉)
𝑇= (
𝜕𝑝
𝜕𝑇)
𝑉
(𝜕𝑆
𝜕𝑝)
𝑇
= − (𝜕𝑉
𝜕𝑇)
𝑝 𝑝 =
𝑛𝑅𝑇
𝑉 − 𝑛𝑏−
𝑎𝑛2
𝑉2 𝑝 = 𝜌𝑔ℎ
𝑉𝐴 = (𝜕𝑉
𝜕𝑛𝐴)
𝑇,𝑝,𝑛𝐵
𝑉 = 𝑛𝐴𝑉𝐴 + 𝑛𝐵𝑉𝐵 𝑘 = 𝐴𝑒−𝐸𝑎𝑅𝑇
𝑤 = − ∫ 𝑝𝑒𝑥 𝑑𝑉𝑉𝑓
𝑉𝑖
∆𝑈 = 𝑞 + 𝑤 𝐻 = 𝑈 + 𝑝𝑉
𝑞 = 𝐶 ∆𝑇 𝑝𝑉𝑚 = 𝑅𝑇𝑍 ∆‡G = ∆‡H − T∆‡S
f() = 4π (M
2πRT)
3/2
2e−M2/2RT
𝑝𝑉𝑚 = 𝑅𝑇 (1 + 𝐵
𝑉𝑚+
𝐶
𝑉𝑚2 + ⋯ )
𝑑𝑃
𝑑𝑇=
∆𝑡𝑟𝑠𝑆
∆𝑡𝑟𝑠𝑉
∆G = ∆H − T∆S 0 = {𝑑[𝑃]
𝑑𝑡}
0= 𝑘2
[𝐸][𝑆]
𝐾𝑀 + [𝑆] (
𝜕𝜇
𝜕𝑇)
𝑝= − 𝑆𝑚
(𝜕𝜇
𝜕𝑝)
𝑇
= 𝑉𝑚
𝑎𝑗 = 𝛾𝑗 𝑥𝑗 𝑎𝑗 = 𝑝𝑗
𝑝𝑗∗
𝑎𝑗 = 𝑝𝑗
𝐾𝑗
𝑝𝐴 = 𝑥𝐴 𝑝𝐴∗ 𝑝𝐵 = 𝑥𝐵 𝐾𝐵
∆𝑆 = ∆𝐻
𝑇 𝜇𝑗 = (
𝜕𝐺
𝜕𝑛𝑗)
𝑝,𝑇,𝑛′
𝑑𝐺 = 𝑉 𝑑𝑝 − 𝑆 𝑑𝑇
CONSTANTES Constante Unidade
ℎ = 6,63𝑥10−34 𝑚2 𝑘𝑔 𝑠−1
𝑐 = 3,00𝑥108 𝑚 𝑠−1
𝑔 = 9,81 𝑚 𝑠−2
𝑅 = 8,31447 𝐽 𝐾−1𝑚𝑜𝑙−1
𝑅 = 8,20574𝑥10−2 𝑑𝑚3 𝑎𝑡𝑚 𝐾−1𝑚𝑜𝑙−1
𝑅 = 8,31447𝑥10−2 𝑑𝑚3 𝑏𝑎𝑟 𝐾−1𝑚𝑜𝑙−1
𝑅 = 8,31447 𝑃𝑎 𝑚3 𝐾−1𝑚𝑜𝑙−1
𝑅 = 62,364 𝑑𝑚3 𝑇𝑜𝑟𝑟 𝐾−1𝑚𝑜𝑙−1
𝑅 = 1,98721 𝑐𝑎𝑙 𝐾−1𝑚𝑜𝑙−1
1
Hhydrogen
1.008
[1.0078, 1.0082]
1 18
3
Lilithium
6.94
[6.938, 6.997]
4
Beberyllium
9.0122
11
Nasodium
22.990
12
Mgmagnesium
24.305
[24.304, 24.307]
19
Kpotassium
39.098
20
Cacalcium
40.078(4)
37
Rbrubidium
85.468
38
Srstrontium
87.62
38
Srstrontium
87.62
55
Cscaesium
132.91
55
Cscaesium
132.91
56
Babarium
137.33
87
Frfrancium
88
Raradium
5
Bboron
10.81
[10.806, 10.821]
13
Alaluminium
26.982
31
Gagallium
69.723
49
Inindium
114.82
81
Tlthallium
204.38
[204.38, 204.39]
6
Ccarbon
12.011
[12.009, 12.012]
14
Sisilicon 28.085
[28.084, 28.086]
32
Gegermanium
72.630(8)
50
Sntin
118.71
82
Pblead
207.2
7
Nnitrogen
14.007
[14.006, 14.008]
15
Pphosphorus
30.974
33
Asarsenic
74.922
51
Sbantimony
121.76
83
Bibismuth
208.98
8
Ooxygen
15.999
[15.999, 16.000]
16
Ssulfur
32.06
[32.059, 32.076]
34
Seselenium
78.971(8)
52
Tetellurium
127.60(3)
84
Popolonium
9
Ffluorine
18.998
17
Clchlorine
35.45
[35.446, 35.457]
35
Brbromine
79.904
[79.901, 79.907]
53
Iiodine
126.90
85
Atastatine
10
Neneon
20.180
2
Hehelium
4.0026
18
Arargon
39.948
36
Krkrypton
83.798(2)
54
Xexenon
131.29
86
Rnradon
22
Tititanium
47.867
22
Tititanium
47.867
40
Zrzirconium
91.224(2)
72
Hfhafnium
178.49(2)
104
Rfrutherfordium
23
Vvanadium
50.942
41
Nbniobium
92.906
73
Tatantalum
180.95
105
Dbdubnium
24
Crchromium
51.996
24
Crchromium
51.996
42
Momolybdenum
95.95
74
Wtungsten
183.84
106
Sgseaborgium
25
Mnmanganese
54.938
43
Tctechnetium
75
Rerhenium
186.21
107
Bhbohrium
26
Feiron
55.845(2)
44
Ruruthenium
101.07(2)
76
Ososmium
190.23(3)
108
Hshassium
27
Cocobalt
58.933
45
Rhrhodium
102.91
77
Iriridium
192.22
109
Mtmeitnerium
28
Ninickel
58.693
46
Pdpalladium
106.42
78
Ptplatinum
195.08
110
Dsdarmstadtium
29
Cucopper
63.546(3)
47
Agsilver
107.87
79
Augold
196.97
30
Znzinc
65.38(2)
48
Cdcadmium
112.41
80
Hgmercury
200.59
111
Rgroentgenium
112
Cncopernicium
114
Flflerovium
113
Nhnihonium
115
Mcmoscovium
117
Tstennessine
118
Ogoganesson
116
Lvlivermorium
57
Lalanthanum
138.91
58
Cecerium
140.12
59
Prpraseodymium
140.91
60
Ndneodymium
144.24
61
Pmpromethium
62
Smsamarium
150.36(2)
63
Eueuropium
151.96
64
Gdgadolinium
157.25(3)
65
Tbterbium
158.93
66
Dydysprosium
162.50
67
Hoholmium
164.93
68
Ererbium
167.26
69
Tmthulium
168.93
70
Ybytterbium
173.05
71
Lulutetium
174.97
89
Acactinium
90
Ththorium
232.04
91
Paprotactinium
231.04
92
Uuranium
238.03
93
Npneptunium
94
Puplutonium
95
Amamericium
96
Cmcurium
97
Bkberkelium
98
Cfcalifornium
99
Eseinsteinium
100
Fmfermium
101
Mdmendelevium
102
Nonobelium
103
Lrlawrencium
21
Scscandium
44.956
39
Yyttrium
88.906
57-71
lanthanoids
89-103
actinoids
atomic number
Symbolname
conventional atomic weight
standard atomic weight
2 13 14 15 16 17 Key:
3 4 5 6 7 8 9 10 11 12
For notes and updates to this table, see www.iupac.org. This version is dated 28 November 2016. Copyright © 2016 IUPAC, the International Union of Pure and Applied Chemistry.
IUPAC Periodic Table of the Elements