Química 3

Complete com as unidades: Quantidade de matéria (N) : [blank_start]mol[blank_end] Massa molar: [blank_start]g/mol[blank_end] Massa atômica: [blank_start]u[blank_end] Quantidade de átomos: [blank_start]átomos[blank_end] Quantidade de moléculas: [blank_start]moléculas[blank_end] Massa molecular: [blank_start]u[blank_end]

Sobre a massa atômica (A) e sua unidade (u), complete: 1u = 1/[blank_start]12[blank_end] do carbono [blank_start]12[blank_end] Massa atômica de [blank_start]1 carbono 12[blank_end] = massa atômica de [blank_start]12 hidrogênios[blank_end]

Numericamente: u [blank_start]=[blank_end] g

Ex.: H2O (H: 1u, O:16u), responda: Massa atômica: H = [blank_start]2[blank_end] u | O = [blank_start]16[blank_end] u Massa molecular: [blank_start]18[blank_end] u

A massa na tabela periódica é a massa média dos isótopos do elemento, ex.: Há cada 5 átomos de Cu encontrados na natureza, 4 tem 63u e 1 tem 65u; portanto, a massa expressa na tabela periódica será: [ (63+63+63+63+65) / 5 ], isto é: Cu possui [blank_start]A[blank_end] = 63,4u.

A massa molar de 1 molécula de H2O é 18 g/mol. Qual a massa molecular? [blank_start]18[blank_end] u Qual a massa atômica do O? [blank_start]16[blank_end] u 1 molécula de H2O é 18 vezes mais pesado que [blank_start]1/12[blank_end] de C-12

As [blank_start]fórmulas[blank_end] são as diversas maneiras de se representar uma substância ressaltando algumas informações sobre ela

Dada a fórmula molecular da glicose C6 H12 O6, sendo: C= 12u; H= 1u; O= 16u Responda: . Em 1 mol da substância qual o número exato de mols de: C: [blank_start]6[blank_end]; H: [blank_start]12[blank_end]; O: [blank_start]6[blank_end]. . Em uma molécula tem [blank_start]6[blank_end] átomos de carbono Qual a fórmula mínima: ( [blank_start]C[blank_end] [blank_start]H2[blank_end] [blank_start]O[blank_end]) 6

1 mol é 6.10^23 átomos (ou moléculas). Assim como 1 dúzia de ovos representa 12 ovos, 1 mol de carbono representa 6.10^23 átomos de carbono, assim como 1 mol de glicose representa 6.10^23 moléculas de glicose. Esse número, 6.10^23 é chamado [blank_start]constante[blank_end] de Avogadro.

Dado o elemento carbono A=12, complete: A massa atômica é = [blank_start]12[blank_end] u A massa molar é = [blank_start]12[blank_end] g/mol Sendo 12 [blank_start]u[blank_end] a massa de 1 átomo de carbono; e, 12 [blank_start]g[blank_end]/mol a massa de 6.10^23 átomos de carbono.

Quantas moléculas tem em 1 mol de H2O? [blank_start]6.10^23 moléculas[blank_end]

em um béquer há 24.10^23 moléculas de uma mistura X. Em quantidade de massa atômica, essa mistura teria: [blank_start]4[blank_end] mols

Cálculo da densidade: d = [blank_start]M[blank_end] / [blank_start]V[blank_end]

[blank_start]Pressão[blank_end] é a força sobre superfície

O gás mais pesado é mais [blank_start]lento[blank_end] O gás mais leve é mais [blank_start]rápido[blank_end]

Hipótese de Avogadro: Nas mesmas condições de temperatura e pressão, gases com mesmo volume contém o mesmo número de moléculas

Definir um gás: P: [blank_start]pressão[blank_end] V: [blank_start]volume[blank_end] T: [blank_start]temperatura[blank_end]

Volume molar dos gases: Volume molar é o volume ocupado pelo mol. Nas condições normais de temperatura e pressão ( CNTP ), 1 mol de qualquer gás perfeito ocupa [blank_start]22,4[blank_end] Litros. . CNPT: T = 273K = [blank_start]0[blank_end] °C P: 1 atm = [blank_start]760[blank_end] mmHg

Quantas moléculas existem em 1 L de CH4 nas CNTP? Dado: 1 mol de gás => 22,4 L (CNTP) . Resposta: [blank_start]2,6[blank_end] . 10 ^ [blank_start]22[blank_end] moléculas

Para todo sistema gasoso: Contante dos gases: R = P . [blank_start]V[blank_end] / [blank_start]T[blank_end] . Para n mols de gás: [blank_start]P[blank_end] . [blank_start]V[blank_end] = [blank_start]n[blank_end] . [blank_start]R[blank_end] . [blank_start]T[blank_end]

Definem um gás: [blank_start]Pressão[blank_end]: choque das moléculas do gás com o recipiente. [blank_start]Volume[blank_end]: espaço ocupado (volume do recipiente) [blank_start]Temperatura[blank_end]: agitação das moléculas (energia cinética); quanto maior essaa grandeza, maior energia cinética e agitação das moléculas.

A fórmula empírica da glicose (C6 H12 O6) é: ( [blank_start]C[blank_end] [blank_start]H2[blank_end] [blank_start]O[blank_end] ) 6

O cálculo das quantidades de reagentes e produtos que participam de uma reação química é chamado o cálculo [blank_start]estequiométrico[blank_end]

Os cálculos estequiométricos baseiam-se nos coeficientes da equação. É importante saber que, numa equação balanceada, os coeficientes nos deu uma proporção em [blank_start]mols[blank_end] dos participantes da reação.

Diluição: Mi . [blank_start]Vi[blank_end] = Mf . [blank_start]Vf[blank_end] M: concentração molar V: volume i: inicial f: final

Mistura de soluções com o mesmo soluto: M1 . [blank_start]V1[blank_end] + [blank_start]M2[blank_end] . [blank_start]V2[blank_end] = [blank_start]Mf[blank_end] . Vf M: concentração molar V: volume 1: primeira solução 2: segunda solução f: final

pH = [blank_start]-log[H+][blank_end] pOH = [blank_start]-log[OH-][blank_end] pH + pOH = [blank_start]14[blank_end]

Concentração = [blank_start]massa soluto[blank_end] / [blank_start]volume solução[blank_end]