Peso atômico e massa atômica é a mesma coisa?

Segundo definição aqui do Khanacademy, não. Massa atômica refere-se a massa de um isótopo particular, por exemplo o Carbono-12, sua massa é 12 unidades de massa atômica. Assim, peso atômico seria a média da massa de todos os isótopos de carbono no planeta (c-12, c-13 e c-14) (média ponderada), o que pela tabela periódica é algo em torno de 12,0107 unidades de massa atômica. Você pode encontrar um vídeo com essa explicação no link: https://pt.khanacademy.org/science/chemistry/atomic-structure-and-properties/introduction-to-the-atom/v/atomic-weight-and-atomic-mass

É besteira, mas o resultado do exemplo prático não está errado? O arredondamento do último isótopo Zr-96 daria 2,69 de 2,685424. Assim, o resultado final seria *91,23* u e não 91,22, ou não?

A massa atômica do Zircônio na tabela periódica é dada como 91,224, o que arredondado para duas casas decimais é 91,22. Quando fazendo o calculo é preciso utilizar 3 casas decimais do peso atômico de cada isótopo para um resultado mais preciso. Quando fiz considerando apenas 2 casas decimais dos isótopos também cheguei em 91,23 como resposta.

Aff, cadê a distribuição eletrônica, o diagrama de Pauling! cadê que não encontro el lugar nenhum do Khan Academy, pensei que esse site era completo!

Eles utilizam um método que usa os períodos da tabela periódica em um vídeo, embora o tema seja diretamente voltado para isso você não irá encontrá-lo pesquisando por Diagrama de Pauling. Siga o link : https://pt.khanacademy.org/science/biology/chemistry--of-life/electron-shells-and-orbitals/v/orbitals e o próximo vídeo explica a distribuição em si https://pt.khanacademy.org/science/biology/chemistry--of-life/electron-shells-and-orbitals/v/more-on-orbitals-and-electron-configuration

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Curso: Biblioteca de Química > Unidade 4

Lição 1: Espectrometria de massa

Isótopos e espectrometria de massa

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Pontos Principais:

Os átomos que têm o mesmo número de prótons e elétrons, mas diferentes números de nêutrons são conhecidos como isótopos.
Os isótopos têm diferentes massas atômicas.
A abundância relativa de um isótopo é a porcentagem de átomos com uma massa atômica específica encontrada em uma amostra natural de um elemento.
A massa atômica média de um elemento é uma média ponderada calculada multiplicando as abundâncias relativas dos isótopos do elemento por suas massas atômicas e em seguida somando o resultado desses produtos.
A abundância relativa de cada isótopo pode ser determinada usando espectrometria de massa.
Um espectrômetro de massa ioniza átomos e moléculas com um feixe de elétrons de alta energia e então desvia os íons através de um campo magnético com base na relação massa-por-carga deles ( $m / z$ ‍).
O espectro de massa de uma amostra apresenta as abundâncias relativas dos íons no eixo "y" e suas razões $m / z$ ‍ no eixo "x". Se $z = 1$ ‍ para todos os íons, então, em vez disso, o eixo "x" pode ser expresso em unidades de massa atômica ( $u$ ‍).

Introdução: Dissecção de um átomo

Todas as coisas são compostas por átomos. Estes minúsculos blocos de matéria formam a tela do seu computador ou do seu telefone, a cadeira na qual você está sentado, e até mesmo seu próprio corpo. Se pudéssemos ampliá-los o suficiente, veríamos que estes átomos em si são formados por componentes ainda menores, chamados de partículas subatômicas.

Em um átomo, há três tipos principais de partículas subatômicas: os prótons, os nêutrons e os elétrons. Um próton carrega uma carga de

1 +

, um elétron carrega uma carga de

1 -

, e um nêutron carrega uma carga igual a

0

. Os prótons e os nêutrons são encontrados no núcleo que fica no centro de um átomo, enquanto os elétrons são encontrados nos orbitais que circundam o núcleo. Como os elétrons são carregados negativamente, eles são fortemente atraídos pelos prótons carregados positivamente no núcleo.

Podemos representar as partículas que compõem um átomo (neste caso, um átomo de hélio neutro) usando um diagrama simplificado como este:

De acordo com o diagrama, este átomo de hélio contém dois prótons, dois nêutrons e dois elétrons. Os números de prótons e elétrons fazem sentido: o número atômico do hélio é

2

, então todo átomo de hélio deve ter dois prótons em seu núcleo (caso contrário, ele seria o átomo de um outro elemento!). E, como este é um átomo neutro, ele deve conter dois elétrons para equilibrar a carga positiva do núcleo. Mas e quanto ao número de nêutrons? Todos os átomos de hélio têm dois nêutrons em seus núcleos?

[Afinal, qual é a função dos nêutrons em um átomo?]

Acontece que não! Sabemos que átomos com números diferentes de prótons em seus núcleos são elementos diferentes. Entretanto, o mesmo não é válido para nêutrons: átomos do mesmo elemento podem conter diferentes números de nêutrons em seus núcleos e ainda assim manterem sua identidade. Estes átomos são conhecidos como isótopos, e um único elemento pode ter muitos isótopos diferentes.

A palavra isótopo deriva do grego antigo: o prefixo iso- significa "mesmo", enquanto -topo (da palavra grega topos) significa "lugar". Os isótopos de um determinado elemento sempre contêm o mesmo número de prótons e, por isso, ocupam o mesmo lugar na tabela periódica. No entanto, como os isótopos contêm diferentes números de nêutrons, cada isótopo tem uma massa atômica única.

Massas de partículas e unidades unificadas de massa atômica

Como expressamos a massa de um único átomo? Como os átomos são muito pequenos (e as partículas subatômicas menores ainda!), não é fácil usar unidades comuns, como gramas ou quilogramas, para quantificar a massa dessas partículas. Por isso, os cientistas desenvolveram a unidade unificada de massa atômica, ou

u

, que nos permite pensar sobre a massa em escala atômica ou molecular.

Por definição,

1 u

é igual a exatamente um doze avos da massa de um único átomo neutro de carbono-

12

, que é o mais comum dos isótopos de carbono. O número após o hífen,

12

, representa a soma dos prótons e nêutrons encontrados particularmente neste isótopo de carbono.

[Por que meu livro usa "amu" em vez de "u"?]

Verificação de conceito: quantos prótons há no núcleo de um átomo de carbono- $12$ ‍?

[Mostrar a resposta.]

Para entendermos a utilidade da unidade unificada de massa atômica, vamos ver as massas de prótons, nêutrons e elétrons em

kg

e em

u

Nome	Carga	Massa $(kg)$ ‍	Massa $(u)$ ‍	Localização
próton	$1 +$ ‍	$1,673 \times 10^{- 27}$ ‍	$1,007$ ‍	dentro do núcleo
nêutron	$0$ ‍	$1,675 \times 10^{- 27}$ ‍	$1,009$ ‍	dentro do núcleo
elétron	$1 -$ ‍	$9,109 \times 10^{- 31}$ ‍	$5,486 \times 10^{- 4}$ ‍	fora do núcleo

O uso de unidades unificadas de massa atômica facilita a compreensão das massas destas partículas, e a comparação entre elas. Por exemplo, podemos ver pelos números acima que prótons e nêutrons têm muito mais massa que elétrons (quase 2.000 vezes mais, para ser exato!). Isso nos diz que a maior parte da massa de um átomo está localizada em seu núcleo.

Na verdade, a massa de um elétron é tão pequena em relação às massas de prótons e nêutrons que se considera que os elétrons tenham um efeito desprezível na massa total de um átomo. Esta é uma maneira extravagante de dizer que, quando calculamos a massa de um átomo ou de uma molécula, podemos ignorar sem medo as massas dos elétrons. Às vezes, podemos simplificar ainda mais estes cálculos assumindo que prótons e nêutrons, ambos, têm uma massa de exatamente

1 u

. Neste artigo, no entanto, geralmente trabalharemos com massas atômicas que foram calculadas com mais precisão.

Número de massa e notação para isótopos

Agora que compreendemos as diferentes cargas e massas de prótons, nêutrons e elétrons, podemos discutir o conceito de número de massa. Por definição, o número de massa de um átomo equivale simplesmente ao número de prótons mais o número de nêutrons em seu núcleo.

Número de massa = (número de prótons) + (número de nêutrons)

Assim como o número atômico define um elemento, podemos pensar no número de massa como algo que define um isótopo específico de um elemento. Na verdade, uma maneira comum de especificar um isótopo é usar a notação "nome do elemento-número de massa", como já vimos com o carbono-

12

É importante ressaltar que podemos usar o número de massa de um isótopo para calcular o número de nêutrons em seu núcleo. Por exemplo, vamos usar o número de massa do carbono-

12

e a equação acima para calcular a quantidade de nêutrons em um único átomo de carbono-

12

. Depois de reorganizarmos a equação para calcular o número de nêutrons, obteremos:

\begin{aligned} número de nêutrons & = número de massa - (número de prótons) \\ = 12 - 6 \\ = 6 nêutrons no carbono- 12 \end{aligned}

Portanto, um átomo de carbono-

12

tem

6

nêutrons em seu núcleo. Vamos fazer outro exemplo.

Verificação de conceito: o cromo- $52$ ‍ é o isótopo mais estável do cromo. Quantos nêutrons há em um único átomo do cromo- $52$ ‍?

[Mostrar a resposta.]

Outra maneira comumente usada pelos químicos para representar os isótopos é por meio da notação isotópica, também conhecida como notação nuclear. A notação isotópica mostra o número atômico, o número de massa e a carga de um isótopo em um único símbolo. Por exemplo, considere a notação isotópica do hidrogênio-

3

neutro e do cátion magnésio-

24

Como podemos ver, os símbolos químicos do hidrogênio e do magnésio estão escritos no centro da notação de cada isótopo. À esquerda destes símbolos, estão o número atômico e o número de massa de cada isótopo; e, à direita, está a carga (elétrica) líquida do isótopo. A carga líquida não é incluída em átomos neutros, como pode ser visto na notação do hidrogênio-

3

acima.

Massa atômica x número de massa

O número de massa de um isótopo está intimamente relacionado à sua massa atômica, que é a massa do isótopo expressa em unidades de

u

. Como a massa de um nêutron e a massa de um próton são, ambas, muito próximas de

1 u

, a massa atômica de um isótopo costuma ser quase igual ao seu número de massa. No entanto, não confunda os dois números! Os números de massa são sempre números inteiros (uma vez que os núcleos contêm apenas números naturais de prótons e nêutrons) e, geralmente, são escritos sem unidades. Por outro lado, as massas atômicas basicamente nunca são números inteiros (a menos que tenham sido arredondadas) e são sempre exibidas com unidades de massa (

u

Outro termo que os alunos costumam confundir devido à sua semelhante com a massa atômica e o número de massa é a massa atômica média (às vezes, chamada de peso atômico), que é um conceito relacionado. No entanto, não se preocupe, falaremos sobre a massa atômica média na próxima seção!

Abundância relativa e massa atômica média

Existem dois isótopos estáveis do cloro: o cloro-

35

e o cloro-

37

[E o cloro-36?]

A massa atômica do cloro-

35

34, 97 u

, e a massa atômica do cloro-

37

36, 97 u

. E, se você ainda olhar na tabela periódica, verá que a massa do cloro é dada como

35, 45 u

. De onde vem este número?

Se você supôs que ele é a massa média dos átomos de cloro, você acertou. Na verdade, todas as massas que você vê na tabela periódica são médias, cada uma delas baseada nas massas atômicas e nas abundâncias naturais dos isótopos estáveis de um elemento. Essas massas médias são chamadas de massas atômicas médias ou, em alguns livros, podem ser chamadas de pesos atômicos.

[Por que as massas da tabela periódica não têm unidades?]

Vamos refletir mais sobre a massa atômica média do cloro. Se as massas atômicas do cloro-

35

e do cloro-

37

são, respectivamente,

34, 97

36, 97 u

, por que a massa atômica média do cloro não é simplesmente a média destes dois valores?

A resposta tem a ver com o fato de que diferentes isótopos têm diferentes abundâncias relativas, o que significa que alguns isótopos são mais naturalmente abundantes na Terra do que outros. No caso do cloro, o cloro-

35

tem uma abundância relativa de

75, 76 %

, enquanto o cloro-

37

tem uma abundância relativa de

24, 24 %

. As abundâncias relativas são normalmente escritas na forma de porcentagens, o que significa que a soma das abundâncias relativas de todos os diferentes isótopos estáveis de um elemento sempre resulta em

100 %

. A massa atômica média de um elemento é, na verdade, uma média ponderada calculada a partir desses valores. Para melhor ilustrar isso, vamos calcular a massa atômica média do cloro.

Exemplo: cálculo da massa atômica média do cloro

Lembre-se de que a massa atômica média de um elemento é uma média ponderada. Quando queremos calcular uma média ponderada, multiplicamos o valor de cada item em nosso conjunto—neste caso, a massa atômica de cada isótopo de cloro—por sua abundância relativa expressa na forma de uma fração, e, em seguida, somamos todos os produtos. Isto pode ser escrito da seguinte maneira:

massa atômica média = \sum_{i = 1}^{n} (abundância relativa \times massa atômica)_{i}

Ao substituirmos os valores do cloro, obteremos:

\begin{aligned} massa atômica média do cloro & = (0,757 6 \times 34, 97 u) + (0,242 4 \times 36, 97 u) \\ = 26, 49 u + 8, 96 u \\ = 35, 45 u \end{aligned}

Como o cloro-

35

é aproximadamente três vezes mais abundante do que o cloro-

37

, a média ponderada está mais próxima de

35 u

do que de

37 u

Verificação de conceito: o bromo tem dois isótopos estáveis—o bromo- $79$ ‍ e o bromo- $81$ ‍. As abundâncias relativas dos isótopos são, respectivamente, $50, 70 %$ ‍ e $49, 30 %$ ‍. O peso atômico do bromo está mais próximo de $79$ ‍, $80$ ‍ ou $81 u$ ‍?

[Mostrar a resposta.]

Espectrometria de massa

Agora, sabemos como encontrar as massas atômicas médias por meio do cálculo das médias ponderadas de massas atômicas e abundâncias relativas. Mas de onde vêm essas abundâncias relativas? Por exemplo, como sabemos que

75, 76 %

de todos os átomos de cloro na Terra são do cloro-

35

A resposta é que essas abundâncias relativas podem ser determinadas experimentalmente por meio de uma técnica denominada espectrometria de massa.

Na espectrometria de massa, uma amostra contendo os átomos ou as moléculas de interesse é injetada em um instrumento chamado espectrômetro de massa. A amostra—normalmente em uma solução aquosa ou orgânica—é imediatamente vaporizada por um aquecedor, e a amostra vaporizada é, em seguida, bombardeada por elétrons de alta energia. Estes elétrons têm energia suficiente para expulsar os elétrons dos átomos da amostra, um processo que gera íons carregados positivamente. Estes íons são, então, acelerados através de placas elétricas e, subsequentemente, desviados por um campo magnético (Figura 3).

A quantidade de desvio de cada íon depende de sua velocidade e carga. Íons que se movem mais lentamente (isto é, os íons mais pesados) são menos desviados, enquanto os íons que se movem mais rapidamente (isto é, os íons mais leves) são mais desviados. (Pense na força que você precisa aplicar para acelerar uma bola de boliche em contraposição à força necessária para acelerar uma bola de tênis—é necessária muito menos força para acelerar a bola de tênis!). Além disso, o campo magnético desvia mais os íons com cargas mais altas do que os íons com cargas mais baixas.

A quantidade de desvio de que cada íon é inversamente proporcional à sua razão massa sobre carga,

m / z

, em que

m

é igual à massa do íon e

z

é igual à sua carga. Depois de serem desviados, os íons chegam a um detector no espectrômetro de massa, que mede duas coisas: (1) a razão

m / z

de cada íon e (2) quantos íons ele vê com uma razão

m / z

particular. A abundância relativa de um íon específico na amostra pode ser calculada por meio da divisão do número de íons com uma determinada razão

m / z

pelo número total de íons detectados. No final do experimento, o instrumento gera um espectro de massa da amostra, que plota a abundância relativa versus

m / z

Verificação de conceito: uma amostra de cobre foi injetada em um espectrômetro de massa. Depois de a amostra ser vaporizada e ionizada, foram detectados os íons $^{63} {Cu}^{2 +}$ ‍ e $^{65} {Cu}^{2 +}$ ‍. Qual íon sofreu o maior desvio dentro do espectrômetro?

[Mostrar a resposta.]

Em alguns experimentos, todos os íons gerados pelo espectrômetro de massa têm uma carga igual a

1 +

. Neste caso, a razão

m / z

de cada íon é simplesmente igual a

m

, ou seja, igual à massa atômica do íon. Como resultado, alguns espectros de massa mais simples têm massa atômica em

u

no eixo "x" (em vez de

m / z

), como no espectro do zircônio mostrado abaixo (Figura 4).

Análise do espectro de massa do zircônio

Suponha que tenhamos analisado uma amostra média de zircônio puro (número atômico

40

) usando espectrometria de massa. Depois de colocarmos a amostra no instrumento, obtivemos um espectro de massa semelhante a este:

O que este espectro revela sobre o zircônio? Por exemplo, há cinco picos no espectro, o que significa que há cinco isótopos naturais do zircônio. É importante ressaltar que a altura de cada pico mostra a abundância de cada isótopo de zircônio em relação aos outros isótopos.

Verificação de conceito: com base neste espectro, qual é o isótopo natural de zircônio mais comum?

[Mostrar a resposta.]

Por fim, observe que o eixo "x" está identificado como massa atômica (

u

), e não como

m / z

(o que significa que todos os íons gerados durante este experimento tiveram uma carga de

1 +

). Portanto, também sabemos as massas atômicas dos isótopos, que podem ser usadas juntamente com suas abundâncias relativas para calcular a massa atômica média do zircônio de nossa amostra. Para tentar fazer você mesmo este cálculo, veja o problema no final do artigo!

Hoje em dia, já conhecemos as massas atômicas médias da maioria dos elementos da tabela periódica, portanto, nem sempre é necessário analisar elementos individualmente usando a espectrometria de massa—exceto para ensinar alunos! Na maioria das vezes, os químicos em atividade usam a espectrometria de massa em laboratório para ajudá-los a determinar as fórmulas químicas ou as estruturas de moléculas e de compostos desconhecidos. A aplicação da espectrometria de massa também pode ser valiosa em outros campos, inclusive na medicina, na ciência forense, na exploração espacial e muito mais. Seja para analisar a atmosfera de um planeta inexplorado ou para caracterizar uma molécula recém-criada, a espectrometria de massa é fundamental para o avanço do conhecimento científico e para a compreensão da ciência.

Resumo

Os átomos que têm o mesmo número de prótons e elétrons, mas diferentes números de nêutrons são conhecidos como isótopos.
Os isótopos têm diferentes massas atômicas.
A abundância relativa de um isótopo é a porcentagem de átomos com uma massa atômica específica encontrada em uma amostra natural de um elemento.
A massa atômica média de um elemento é uma média ponderada calculada multiplicando as abundâncias relativas dos isótopos do elemento por suas massas atômicas e em seguida somando o resultado desses produtos.
A abundância relativa de cada isótopo pode ser determinada usando espectrometria de massa.
Um espectrômetro de massa ioniza átomos e moléculas com um feixe de elétrons de alta energia e então desvia os íons através de um campo magnético com base na relação massa-por-carga deles ( $m / z$ ‍).
O espectro de massa de uma amostra apresenta as abundâncias relativas dos íons no eixo "y" e suas razões $m / z$ ‍ no eixo "x". Se $z = 1$ ‍ para todos os íons, então, em vez disso, o eixo "x" pode ser expresso em unidades de massa atômica ( $u$ ‍).

[Créditos e referências]

Tente!

Com base no espectro de massa do zircônio mostrado acima, obtemos as seguintes massas atômicas e abundâncias relativas para os isótopos do zircônio:

Isótopo	$Zr- 90$ ‍	$Zr- 91$ ‍	$Zr- 92$ ‍	$Zr- 94$ ‍	$Zr- 96$ ‍
Massa atômica ( $u$ ‍)	$89,905$ ‍	$90,906$ ‍	$91,905$ ‍	$93,906$ ‍	$95,908$ ‍
Abundância relativa ( $%$ ‍)	$51, 45$ ‍	$11, 22$ ‍	$17, 15$ ‍	$17, 38$ ‍	$2, 80$ ‍

Com base nos dados da tabela, qual é a massa atômica média do zircônio em nossa amostra?
Escreva sua resposta na forma de um número decimal arredondado para duas casas decimais.

u

[Dica 1]

[Dica 2]

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Ana Paula Nascimento
Publicado há há 8 anos. Link direto para a postagem “Peso atômico e massa atôm...” de Ana Paula Nascimento
Peso atômico e massa atômica é a mesma coisa?
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- Diego Alves
  Publicado há há 8 anos. Link direto para a postagem “Segundo definição aqui do...” de Diego Alves
  Segundo definição aqui do Khanacademy, não. Massa atômica refere-se a massa de um isótopo particular, por exemplo o Carbono-12, sua massa é 12 unidades de massa atômica. Assim, peso atômico seria a média da massa de todos os isótopos de carbono no planeta (c-12, c-13 e c-14) (média ponderada), o que pela tabela periódica é algo em torno de 12,0107 unidades de massa atômica. Você pode encontrar um vídeo com essa explicação no link: https://pt.khanacademy.org/science/chemistry/atomic-structure-and-properties/introduction-to-the-atom/v/atomic-weight-and-atomic-mass
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Sarah Fernandes
Publicado há há 8 anos. Link direto para a postagem “Está tudo em inglês! :'(” de Sarah Fernandes
Está tudo em inglês! :'(
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- Vinicius Barbosa
  Publicado há há 8 anos. Link direto para a postagem “Faça o seguinte, dê um c...” de Vinicius Barbosa
  Faça o seguinte, dê um click como botão direito do mouse -------------> Traduzir para o português.
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Priscila Rosario
Publicado há há 8 anos. Link direto para a postagem “Isotope Rácio de Espectro...” de Priscila Rosario
Isotope Rácio de Espectrometria de massa é uma técnica especializada?
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Álvaro Nóbrega
Publicado há há 6 anos. Link direto para a postagem “É besteira, mas o resulta...” de Álvaro Nóbrega
É besteira, mas o resultado do exemplo prático não está errado? O arredondamento do último isótopo Zr-96 daria 2,69 de 2,685424.

Assim, o resultado final seria 91,23 u e não 91,22, ou não?
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- Felipe Schieber
  Publicado há há 6 anos. Link direto para a postagem “A massa atômica do Zircôn...” de Felipe Schieber
  A massa atômica do Zircônio na tabela periódica é dada como 91,224, o que arredondado para duas casas decimais é 91,22. Quando fazendo o calculo é preciso utilizar 3 casas decimais do peso atômico de cada isótopo para um resultado mais preciso. Quando fiz considerando apenas 2 casas decimais dos isótopos também cheguei em 91,23 como resposta.
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limark
Publicado há há 8 anos. Link direto para a postagem “Na tabela de dados do pró...” de limark
Na tabela de dados do próton, elétron e nêutron, alguém sabe me dizer o que significa o 1 na frente dos símbolos de próton e nêutron?
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- julio_jatoba
  Publicado há há 8 anos. Link direto para a postagem “É para informar que eles ...” de julio_jatoba
  É para informar que eles possuem a mesma massa atômica (u). Como o elétron é muito pequeno em relação ao próton e ao nêutron, considera-se que ele não tem massa.
  1 próton = 1u
  1 nêutron = 1u
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Iara Haasz
Publicado há há 8 anos. Link direto para a postagem “Quando vão traduzir os ma...” de Iara Haasz
Quando vão traduzir os materiais de química? e quando vão expandir para ter exercícios de química?

obrigada!
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Karol Caetano
Publicado há há 8 anos. Link direto para a postagem “esta tudo muito confuso e...” de Karol Caetano
esta tudo muito confuso esse artigo..
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Cleitinho Eduardo
Publicado há há 8 anos. Link direto para a postagem “Aff, cadê a distribuição ...” de Cleitinho Eduardo
Aff, cadê a distribuição eletrônica, o diagrama de Pauling! cadê que não encontro el lugar nenhum do Khan Academy, pensei que esse site era completo!
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- Tiago Adriano
  Publicado há há 8 anos. Link direto para a postagem “Eles utilizam um método q...” de Tiago Adriano
  Eles utilizam um método que usa os períodos da tabela periódica em um vídeo, embora o tema seja diretamente voltado para isso você não irá encontrá-lo pesquisando por Diagrama de Pauling. Siga o link : https://pt.khanacademy.org/science/biology/chemistry--of-life/electron-shells-and-orbitals/v/orbitals e o próximo vídeo explica a distribuição em si https://pt.khanacademy.org/science/biology/chemistry--of-life/electron-shells-and-orbitals/v/more-on-orbitals-and-electron-configuration
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Rafael Hallgren
Publicado há há 3 anos. Link direto para a postagem “Na última questão, creio ...” de Rafael Hallgren
Na última questão, creio que a resposta seja 91.23 u, na verdade.
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Rilave Anjos
Publicado há há 4 anos. Link direto para a postagem “Não entendo porque o calc...” de Rilave Anjos
Não entendo porque o calculo da massa atômica do cloro-35 e cloro-37 não fecham: 34,969 u e 36,966 u respectivamente.

Segundo o próprio artigo: o próton tem uma massa de 1,007 u e nêutron 1,009 u

Então por que não!?: (17 * 1,007) + (18 * 1,009) = 35,281 u
(17 * 1,007) + (20 * 1,009) = 37,299 u
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