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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
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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
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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).
𝑝 𝑉 = 𝑛 𝑅 𝑇 𝑝𝐻 = 𝑝𝐾𝑎+ 𝑙𝑜𝑔 [𝑏𝑎𝑠𝑒] [á𝑐𝑖𝑑𝑜] 𝐸 = ℎ 𝐸 = 𝐸0− 0,05916 𝑛 log 𝑄 (25 °C) [𝐻3𝑂+] = √ 𝐾1𝐾2𝐶 + 𝐾1𝐾𝑤 𝐾1+ 𝐶 𝑙𝑜𝑔 𝛾 = − 0,51 𝑧 2 √𝜇 1 + 3,3 𝛼 √𝜇 µ = 1 2∑(𝑐𝑖𝑧𝑖 2) 𝐴 = 𝜀 𝑏 𝑐 𝐾 𝑎𝐾𝑏= 𝐾𝑤= 1,00𝑥10−14 (25 °𝐶) 𝑠 = √∑ (𝑥𝑖− 𝑥̅) 2 𝑛 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− 𝐸𝑎 𝑅𝑇 𝑤 = − ∫ 𝑝𝑒𝑥 𝑑𝑉 𝑉𝑓 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 H hydrogen 1.008 [1.0078, 1.0082] 1 18 3 Li lithium 6.94 [6.938, 6.997] 4 Be beryllium 9.0122 11 Na sodium 22.990 12 Mg magnesium 24.305 [24.304, 24.307] 19 K potassium 39.098 20 Ca calcium 40.078(4) 37 Rb rubidium 85.468 38 Sr strontium 87.62 38 Sr strontium 87.62 55 Cs caesium 132.91 55 Cs caesium 132.91 56 Ba barium 137.33 87 Fr francium 88 Ra radium 5 B boron 10.81 [10.806, 10.821] 13 Al aluminium 26.982 31 Ga gallium 69.723 49 In indium 114.82 81 Tl thallium 204.38 [204.38, 204.39] 6 C carbon 12.011 [12.009, 12.012] 14 Si silicon 28.085 [28.084, 28.086] 32 Ge germanium 72.630(8) 50 Sn tin 118.71 82 Pb lead 207.2 7 N nitrogen 14.007 [14.006, 14.008] 15 P phosphorus 30.974 33 As arsenic 74.922 51 Sb antimony 121.76 83 Bi bismuth 208.98 8 O oxygen 15.999 [15.999, 16.000] 16 S sulfur 32.06 [32.059, 32.076] 34 Se selenium 78.971(8) 52 Te tellurium 127.60(3) 84 Po polonium 9 F fluorine 18.998 17 Cl chlorine 35.45 [35.446, 35.457] 35 Br bromine 79.904 [79.901, 79.907] 53 I iodine 126.90 85 At astatine 10 Ne neon 20.180 2 He helium 4.0026 18 Ar argon 39.948 36 Kr krypton 83.798(2) 54 Xe xenon 131.29 86 Rn radon 22 Ti titanium 47.867 22 Ti titanium 47.867 40 Zr zirconium 91.224(2) 72 Hf hafnium 178.49(2) 104 Rf rutherfordium 23 V vanadium 50.942 41 Nb niobium 92.906 73 Ta tantalum 180.95 105 Db dubnium 24 Cr chromium 51.996 24 Cr chromium 51.996 42 Mo molybdenum 95.95 74 W tungsten 183.84 106 Sg seaborgium 25 Mn manganese 54.938 43 Tc technetium 75 Re rhenium 186.21 107 Bh bohrium 26 Fe iron 55.845(2) 44 Ru ruthenium 101.07(2) 76 Os osmium 190.23(3) 108 Hs hassium 27 Co cobalt 58.933 45 Rh rhodium 102.91 77 Ir iridium 192.22 109 Mt meitnerium 28 Ni nickel 58.693 46 Pd palladium 106.42 78 Pt platinum 195.08 110 Ds darmstadtium 29 Cu copper 63.546(3) 47 Ag silver 107.87 79 Au gold 196.97 30 Zn zinc 65.38(2) 48 Cd cadmium 112.41 80 Hg mercury 200.59 111 Rg roentgenium 112 Cn copernicium 114 Fl flerovium 113 Nh nihonium 115 Mc moscovium 117 Ts tennessine 118 Og oganesson 116 Lv livermorium 57 La lanthanum 138.91 58 Ce cerium 140.12 59 Pr praseodymium 140.91 60 Nd neodymium 144.24 61 Pm promethium 62 Sm samarium 150.36(2) 63 Eu europium 151.96 64 Gd gadolinium 157.25(3) 65 Tb terbium 158.93 66 Dy dysprosium 162.50 67 Ho holmium 164.93 68 Er erbium 167.26 69 Tm thulium 168.93 70 Yb ytterbium 173.05 71 Lu lutetium 174.97 89 Ac actinium 90 Th thorium 232.04 91 Pa protactinium 231.04 92 U uranium 238.03 93 Np neptunium 94 Pu plutonium 95 Am americium 96 Cm curium 97 Bk berkelium 98 Cf californium 99 Es einsteinium 100 Fm fermium 101 Md mendelevium 102 No nobelium 103 Lr lawrencium 21 Sc scandium 44.956 39 Y yttrium 88.906 57-71 lanthanoids 89-103 actinoids atomic number Symbol name
conventional atomic weight standard atomic weight
2 Key: 13 14 15 16 17
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.
