Trabalho de quimica

Massa atômica
Corresponde, portanto a quantas vezes o átomo em questão é mais pesado que o padrão, unidade de massa atômica (1/12 do isótopo 12 do carbono). Quando dizemos que um átomo de enxofre tem massa 32, estamos dizendo que sua massa é 32 vezes maior que 1/12 da massa do isótopo 12 do carbono.

Devemos lembrar que elemento químico é o conjunto de átomos que possuem mesmo número atômico (Z). Dentro desse conjunto, lembre-se que existem isótopos, ou seja, átomos que apresentam igual número atômico e diferente massa atômica. Tomemos um exemplo:

Para o elemento cloro, de número atômico 17, existem dois isótopos, um com massa 35 e um com massa 37. Qual massa adotar?

O que se faz é o seguinte:

verificamos o percentual de ocorrências do isótopo 35 e o percentual de ocorrência do isótopo 37:

isótopo 35 do cloro - 75% de ocorrência isótopo 37 do cloro - 25% de ocorrência

calculamos a média ponderada desses isótopos:

MA = (75.35 + 25.37) / 100 = 35,5

A massa tabelada para o elemento cloro será então 35,5, ou seja, a média ponderada entre seus isótopos.

Massa Molecular
A massa molecular (MM) é a soma das massas atômicas dos átomos que compôem uma molécula. Por exemplo, numa molécula de água (H2O) , teremos:

- H = 1u , como são dois hidrogênios = 2u
- O = 16u
- H2O = 2u + 16u = 18u
Avogadro
O número de Avogadro, hoje mais conhecida como constante de Avogadro, tem esse nome em homenagem ao físico italiano que viveu entre os séculos XVII e XIX, Amadeo Avogadro. Este, se baseando na sua hipótese sobre o número de moléculas de uma amostra gasosa, conseguiu explicar por que os gases se combinam em volumes que mantêm proporções simples entre si e ainda concluiu que os gases nitrogênio, oxigênio e hidrogênio se encontram na natureza na forma diatômica, ou seja, H2, N2 e O2.
Amadeo, utilizando-se de informações já conhecidas e dos resultados das experiências que ele próprio realizou, formulou, no ano de 1811, uma hipótese relacionada ao