Prof. Cristian Berto da Silveira

QUÍMICA GERAL

UNIDADE 3 - PROPRIEDADES ISOTÓPICAS

Química Geral

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.

REVISÃO

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.

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)

HA

Z

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.

HA

Z

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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 3A = Z + n

Número de Nêutrons = 0, 1 e 2

H 1 – 1 = 1 + n; n = 0. Hidrogênio

H 2 – 2 = 1 + n; n = 1. Deutério

H 3 – 3 = 1 + n; n = 2. Títrio

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ISÓTOPOS: São os elementos que apresentam o mesmo Número Atômico (Z = p = e) e diferente Número de Massa (A).

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.

Leve Pesado Mais Pesado

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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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Hidrogênio Oxigênio Cloro Urânio

11 H = 99,985% 16

8 O = 99,759% 3517 Cl = 75,4% 234

92 U = 0,0050%

21 H = 0,015% 17

8 O = 0,037% 23592

U = 0,751%

31 H = Traço 18

8 O = 0,204% 3717 Cl = 24,6% 238

92 U = 99,28%

Abundância Isotópica:

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Exercícios:

1. Dados os átomos 5626 A, 55

25B 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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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.

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.

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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).

1 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 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 1,99265 x 10-23 g

= 6,0221 x 10 23 átomos

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?