Atividade 15- Equação química

Equação química
Os reagentes são como ingredientes em uma receita de bolo e é claro que o produto será o bolo quando estiver pronto.
A equação química é a forma de se descrever uma reação química. Os reagentes são mostrados no lado esquerdo da equação e os produtos no lado direito.Exemplo: a reação de síntese da amônia.Ao analisar a reação nota-se que uma molécula nitrogênio (N2) reage com 3 moléculas de hidrogênio (H2) para formar 2 moléculas de amônia (NH3).

Lei de Lavoisier ( Lei da conservação das massas)Num sistema fechado, quando duas ou mais substâncias reagem entre si, a massa total dos produtos é igual a soma das massas das substâncias reagentes.“Na natureza nada se cria, nada se perde; tudo se transforma”Massa dos reagentes = Massa dos produtos

Exemplos:1) Considerando um sistema fechado a reação química:

Temos 5g de A e 10g de B, a massa total dos reagente é 15g.De acordo com a lei de Lavoisier a massa total dos produtos será 15g.

 

2) Se em uma reação:

Massa de A = 10g Massa de B = 30g Massa de D = 12g Qual é a massa de C?

De acordo com a lei de Lavoisier:“massa dos reagentes = massa dos produtos”

Massa dos reagentes = A + B = 10g + 30g = 40g

Massa dos produtos = C + D = C + 12g  40g = C + 12g  C = 28g

Lei de ProustAs massas dos reagentes e as massas dos produtos que participam de uma reação obedecem sempre a uma proporção constante. Essa proporção é característica de cada reação, isto é, independe da quantidade de reagentes utilizados.

Exemplo:1) Para a reação entre o hidrogênio e oxigênio formando água, os seguintes valores experimentais podem ser obtidos:

Hidrogênio(g) Oxigênio(g) Água(g)
10 80 90
2 16 18
1 8 9
0,4 3,2 3,6

Observa-se que a massa do produto é igual à soma da massa dos reagentes, o que concorda com a Lei de Lavoisier. As massas dos reagentes e dos produtos que participam de uma reação química podem ser diferentes, mas as relações entre elas são sempre constantes, Consequências da Lei de Proust, como pode ser conferido na tabela abaixo:mO/mH = massa do oxigênio dividido pela massa do hidrogênio.mágua/mH = massa da água dividido pela massa do hidrogênio.mágua/m= massa da água dividido pela massa do oxigênio.

Lei de G-Lussac“Os volumes de todas as substâncias gasosas envolvidas em um processo químico estão entre si em uma relação de números inteiros e simples, desde que medidos à mesma temperatura e pressão”.1 L de H2   +   1 L de Cl2 =  2 L de HCl

Relação de números inteiros e simples: 1:1:2Cabe aqui observar que nem sempre a soma dos volumes dos reagentes é igual à dos produtos. Isso quer dizer que não existe lei de conservação de volume, como ocorre com a massa.10 L de H2   +   5 L de O2  =  10 L de H2ORelação de números inteiros e simples: 10:5:10,que pode ser simplificada por 2:1:2Nas CNTP, o volume molar é igual a 22,4 L/mol.

Exemplo:1) A reação de síntese da amônia, considerando a temperatura e a pressão constante.Nota-se que para a reação ocorrer é necessário 1L de N2 3L de H2 para formar 2L de NH3 ( amônia).

Atividade 16 Balanceamento por tentativa 

No balanceamento, os coeficientes devem estar corretamente indicados, posicionados sempre à esquerda da fórmula da substância, seja ela do produto, seja do reagente.

Respeitando a Lei de Lavoisier que enuncia sobre as reações químicas realizadas em sistema fechado, onde as massas dos produtos é igual as massas dos reagentes. Se a equação não estiver balanceada, não estará respeitando o fato de os átomos se conservarem.

De forma prática, realizar o balanceamento de uma equação química é igualar a quantidade dos átomos dos elementos presentes nos reagentes com a quantidade desses mesmos átomos dos elementos presentes nos produtos.

O recurso que utilizamos para realizar o balanceamento de uma equação química é a utilização de números inteirosdenominados de coeficientes, posicionados sempre à esquerda da fórmula da substância, seja ela do produto, seja do reagente.

Convencionalmente, sempre utilizamos os menores números inteiros possíveis. Veja a representação a seguir:
Exemplo, para se formar uma molécula de água:Os números em vermelhos,são os coeficientes, e indicam que para se forma uma molécula de água é necessário se ter 1 molécula de Hidrogênio (1 H2) e meia molécula de Oxigênio (1/2 O2 )Quando escrevemos uma equação química, ela deve estar corretamente balanceada, ou seja, os coeficientes devem estar corretamente indicados.

Caso contrário, não estará observando o fato de os átomos se conservarem e com a proporção errada a reação não ocorerá.

Uma forma de se balancear uma reação química é pelo método de tentativas, que constitui dar valores arbitrários aos coeficientes estequiométrico de modo a tentar igualar os números de átomos dos reagentes e dos produtos.

 

Exemplo:A combustão do etanol (C2H6O), álcool combustível, produz gás carbônico e água. A reação está representada a seguir:

Vamos analisar o número  de átomos nos reagente e nos produtos:Nota-se que os números dos átomos carbonos dos reagentes (CR) e dos carbonos dos produtos (CP) são diferentes, e o mesmo se nota nos hidrogênios dos produtos (HP) e dos reagentes (HR).

 

Para que a reação ocorra é necessário fazer o balanceamento ( obs: sempre deixe o Oxigênio para ser balanceado no final ).

– Vamos fazer por etapas;1°) Balancear o Carbono– Observe que nos reagentes temos 2 Carbonos e nos produtos temos 1 Carbono, como podemos igualar:2 C = x 1C

– Qual valor multiplicado por 1 dará 2? (sempre o coeficiente menor é multiplicado)x = 2O valor de “X” será o coeficiente do carbono do produto

Agora vamos balancear o hidrogênio 

2°) Balancear o Hidrogênio

– Observe que temos 6 Hidrogênios no reagentes e 2 Hidrogênios nos produtos– Qual valor multiplicado por 2 dará 6 ? (sempre o coeficiente menor é multiplicado)

6H = y2Hy = 3 O valor de “y” será o coeficiente do hidrogênio do produto.

ATENÇÃO: Note que a quantidade de oxigênio foi alterada devido ao balanceamento dos produtos, agora temos:

 

Se colocarmos um coeficiente no C2H6O vai ser alterado toda a reação então o coeficiente é colocado no O2

3°) – Então qual valor multiplicado por 2 dará 6 ? ( lembrando que já se tem um Oxigênio no C2H6O) 2z = 6Z = 3 coeficiente do O2

 

Agora vamos ver se o balanceamento esta correto:
Os números dos átomos dos produtos e dos reagentes estão iguais, com isso a reação está balanceada.

Balanceamento resumido

Dicas para balanceamento de equações;Como o balanceamento de equações é feito sempre por tentativa, não existem regras específicas que nos ajudem.

Todavia, algumas orientações podem ser úteis. 

1º Sempre iniciar o balanceamento pela maior fórmula. Entende-se como maior fórmula aquela que apresenta a maior quantidade de átomos.

2º Escolher os elementos que aparecem uma única vez nos reagentes e uma única vez nos produtos

3º Escolher o elemento que as quantidades NÃO são iguais nos reagentes e produtos

4º Se no 2º passo ainda houver elementos bons para que se possa trabalhar o balanceamento, o ideal é dar prioridade para os elementos cujas quantidades NÃO SÃO NÚMEROS MÚLTIPLOS DOS REAGENTES e PRODUTOS

5º Dar sequência ao balanceamento por elementos que já estão definidos, ou seja balanceados, seja no reagente ou no produtoVamos utilizar um bom exemplo com o Carbono e o  Ácido nítrico  que reagem para formar gás carbônico, óxido nítrico e água. Mesmo sendo uma reação de óxido-redução, é possível determinar seus coeficientes.

C + HNO 3 à CO 2 + NO 2 + H 2 O

Bem, seguindo as nossas dicas , iremos analisar o primeiro passo:C + HNO 3 à CO 2 + NO 2 + H 2 O Podemos descartar o Oxigênio de imediato, já que ele se repete várias vezes no produto.Todos os outros C, H e N aparecem 1 única vez tanto nos reagentes como nos produtos porém temos que começar por apenas um deles.

Segundo passo:Observando a quantidade de átomos de C no reagente, percebemos que é a mesma no produto, portanto não nos serve para começar e da mesma maneira o N com 1 átomo no reagente e 1 átomo no produto.

Então percebemos o H que tem 1 átomo no reagente e 2 átomos no produto. Finalmente encontramos por quem iremos começar.Se dois átomos de hidrogênio saem , dois átomos deverão entrar e portanto :C + 2 HNO 3 à CO 2 + NO 2 + H 2 O

O terceiro e quarto passo serão definidos a seguir :Quando adicionamos o número 2 como coeficiente, deve-se lembrar que acabou de ser alterada a quantidade de Nitrogênio (N)  e de Oxigênio (O). Então agora temos entrando como reagente 2 átomos de N e 2 átomos de O, que estabelecendo as proporções e Leis de Lavoisier, deverão sair também recombinados nos produtos.

Então, já podemos adicionar o coeficiente 2 à molécula de óxido nítrico (NO 2 )C + 2 HNO 3 à CO 2 + 2 NO 2 + H 2 O

Agora pense um pouco. Como temos 6 átomos de Oxigênio entrando deverão sair em quantidade igual. Porém em nossos produtos temos 3 moléculas que tem o átomo de O, e quando completamos o óxido nítrico com o coeficiente 2, temos aí 4 átomos de Oxigênio só nessa molécula que somados a molécula de d’água, totalizam 5 átomos de Oxigênio.

Pergunta-se o que será feito com o átomo que se encontra na molécula de gás carbônico que nos demonstra 2 átomos e que se somados aos outros átomos de oxigênio dos produtos, totalizam 7 átomos ?

C + 2 HNO 3 à CO 2 + 2 NO 2 + H 2 O

Fácil, adicionamos o coeficiente 1/2  na molécula que tem o CO 2  onde temos o Carbono, para balanceá-lo. Se multiplicarmos 1/2 . 2 = 1.C + 2 HNO 3 à 1/2 CO 2 + 2 NO 2 + H 2 O

Resolvido o problema do Oxigênio, vamos pensar no átomo de Carbono que ficou com 1/2 átomo no produto. Resolveremos introduzindo o mesmo coeficiente no reagente, balanceando por final o Carbono.1/2 C + 2 HNO 3 à 1/2 CO 2 + 2 NO 2 + H 2 O

Se você necessitar que a resolução seja em números inteiros, transforme-os. Se o denominador é o número 2, multiplique tudo por 2 e pronto.Em uma reação química os números colocados antes da fórmula de cada substância, seja reagente ou produto, são chamados de coeficientes estequiométricos ou simplesmente, coeficientes.

Estes informam a proporção entre as quantidades em mols dos participantes de uma dada reação química.

Exercícios Balanceamento

1) As equações a seguir são de reações de deslocamento entre ametais, e não estão balanceadas, então forneça os coeficiente que tornem as equações
balanceadas.
a) Cl2 + HI → HCl + I2
b) F2 CaCl → CaF2 + Cl2
c) Br2 + H2S → HBr + S82)

Forneça os coeficientes que torne a equações balanceadas.
a) Na2O + HCl  → NaCl + H2O
b) SO2 + NaOH  → Na2SO3 + H2O
c) N2O4 + H2O  → HNO2 + HNO3)

complete as equações químicas com os coeficiente que faltam para balancear a equação.
a) 1 CaH2 + __ H2O  → __ Ca(OH)2 + 2 H2
b) __ CH2O + 1 O2  → __ CO2 + 1 H2O
c) __ C4H8O2 + __ O2  → 4 CO2 + __ H2O
d) ___ (NH4)3PO4 + 3 BaBr2  → 1 Ba3(PO4)2 + ___ NH4Br

Aula 21 Estequiometria

Se em uma reação química é conhecido a quantidade de reagente (ou reagentes) pode-se calcular a quantidade de produtos formados.

Se em uma reação química a quantidade de produto formado (ou produtos) é conhecida pode se calcular a quantidade de regentes consumidos.

Em geral, as reações químicas combinam proporções definidas de compostos químicos. Já que a matéria não pode ser criada ou destruída, a quantia de cada elemento deve ser a mesma antes, durante e após a reação, ou seja, a quantidade de produtos tem que ser iguais às quantidades de reagentes. E  a estequiometria é o cálculo da quantidade de reagentes e produtos da reação, baseado nas leis das reações químicas.

Regra geral para a estequiometria

 Escrever a equação química do processo.

 Fazer o balanceamento da  equação química.

 Montar as proporções baseando-se nos dados e nas perguntas do problema.

Utilizar regras de três para chegar à resposta.
Exemplos1) A reação de formação da água é:

– Qual a quantidade em grama de oxigênio e de hidrogênio necessário para se ter 72g de H2O?

 Montar a reação química

 Balancear a equação
 montar as proporções

 fazer regra de 3Para se ter 72g de água será preciso reagir 8g de hidrogênio com 64g de Oxigênio.Fonte: https://quimik.webnode.com.br

Aula 9

Semana 

SITUAÇÃO DE APRENDIZAGEM 5   QUANTIDADE DE MATÉRIA E SUA UNIDADE (MOL)

Mol

É usado para relacionar a quantidades de matérias, de substâncias. Seu uso é comum para simplificar representações de proporções químicas e no cálculo de concentração de substâncias.Podemos fazer uma analogia com a “dúzia” que também é utilizada para descrever quantidades.Exemplo:Se eu falar que tenho uma dúzia de balas, eu terei 12 balas. Com o mol é a mesma idéia só que o valor não será 12(doze), mas uma quantidade de 6,022×1023 do que estiver sendo relacionado.

Simplificando
1 dúzia = 12 quantidades
1mol  = 6,022×1023quantidades

Então Se em vez de eu dizer que tenho uma dúzia de balas eu falar que tenho 1(um) mol de bala, quer dizer que eu tenho 6,022×1023 balas,Para se calcular a quantidade de mol de uma molécula usa-se a seguinte formula:Exemplos:1) Tenho 60g de água (H2O), qual a quantidade de mols?Primeiramente tem que se calcular a massa molecular da água:H = 1uO = 16uEntão a massa molecular vai ser: 2x(1u) + (16u) = 18uColocando esse valor na formula, teremos:

Massa molar

Está relacionada com a constante de Avogadro, e o seu valor numérico é o mesmo que a massa molecular, mas a unidade passa a ser gramas por mol (g/mol).Exemplo:1) A massa molecular da glicose (C6H12O6) é de 179,04u, qual é a sua massa molar?Como a massa molar e a molecular tem o mesmo valor, o que vai mudar é a unidade, ou seja, a massa molar será de 179,04g/molSignifica que para se ter 1 mol de glicose é preciso 179,04g.

Constante de Avogadro

Pela definição, pode-se concluir que 1 mol de qualquer elemento terá sempre o mesmo número de partículas. Esse número é denominado constante de Avogadro (NA) que, com aproximação de 4 dígitos, é igual a 6,022 1023 partículas por mol.

Exercícios

1) Em 72g de água qual a quantidade de mol?2) Se tem 400g de NaOH qual é a quantidade de mol?3) Sabe-se que a massa atômica de um elemento Z é igual a 240 u e sua se tem 38,4 g deste elemento, então qual será a quantidade de mol?
a) (  ) 0,166
b) (  ) 0,10
c) (  ) 16
d) (  ) 0,16
e) (  ) 1664) uma dúzia corresponde a 12 unidades e 1 Mol corresponde á:
a) (  ) 1000000 unidades
b) (  ) 6,023 x1023 unidades
c) (  ) 6,023×1063 unidades
d) (  ) 8,023×1023 unidades

Aula 21

Semana 

SITUAÇÃO DE APRENDIZAGEM 6 PREVISÃO DAS QUANTIDADES DE REAGENTES E DE PRODUTOS NAS TRANSFORMAÇÕES QUÍMICASNesta Situação de Aprendizagem, você terá condições de prever, nas transformações químicas,
as quantidades de reagentes a ser utilizadas e as de produtos a ser obtidas. Nas indústrias, esse cálculo
é essencial para não haver desperdício de matéria-prima e para prever quanto será produzido
na transformação.
Atividade 1 – Prevendo quantidades envolvidas nas transformações químicas:
relação entre massa e quantidade de matéria
Exercícios em sala de aula
1. Observe a representação da combustão do gás hidrogênio (H2) e complete a tabela, indicando o
nome das substâncias e a quantidade de matéria, em mol, de cada uma delas.2 H2(g) + O2(g) → 2 H2O(g)Nome das substânciasQuantidade de matéria em mol 2 mol2. Observe novamente a equação anterior, considerando a proporção entre reagentes e produtos, e
responda:
a) Se pretendermos obter 8 mol de água, qual deverá ser a quantidade de matéria utilizada,
em mol, de gás hidrogênio? E a de gás oxigênio?
b)Ao utilizarmos 6 mol de gás hidrogênio, qual será a quantidade de matéria necessária,
em mol, de gás oxigênio? Que quantidade de matéria, em mol, de água será formada?Balanceamento de equações químicasBalanceamento de equações químicasA maneira de representar uma reação química é denominada equação química.Os números que indicam a proporção entre as quantidades de moléculas, numa equação química, são chamados de coeficientes ou coeficientes estequiométricos.Observe a decomposição da água:2H2O à 2H2 + O2Nesta equação, o coeficiente da água é 2, o do hidrogênio é 2 e o do oxigênio é 1 e não o vemos porque não há necessidade de ser escrito.Essa equação pode ser lida da seguinte maneira: Duas moléculas de água reagem para formar duas moléculas de hidrogênio e uma de oxigênio.Lembre-se  que o que vem antes da seta chama-se reagente e depois da seta os produtos:     REAGENTES  à  PRODUTOS 

Os reagentes são como ingredientes em uma receita de bolo e é claro que o produto será o bolo quando estiver pronto.No balanceamento, os coeficientes devem estar corretamente indicados, posicionados sempre à esquerda da fórmula da substância, seja ela do produto, seja do reagente. Respeitando a Lei de Lavoisier que enuncia sobre as reações químicas realizadas em sistema fechado, onde as massas dos produtos é igual as massas dos reagentes. Se a equação não estiver balanceada, não estará respeitando o fato de os átomos se conservarem.De forma prática, realizar o balanceamento de uma equação química é igualar a quantidade dos átomos dos elementos presentes nos reagentes com a quantidade desses mesmos átomos dos elementos presentes nos produtos.O recurso que utilizamos para realizar o balanceamento de uma equação química é a utilização de números inteirosdenominados de coeficientes, posicionados sempre à esquerda da fórmula da substância, seja ela do produto, seja do reagente. Convencionalmente, sempre utilizamos os menores números inteiros possíveis. Veja a representação a seguir:Como o balanceamento de equações é feito sempre por tentativa, não existem regras específicas que nos ajudem. Todavia, algumas orientações podem ser úteis. 1º Sempre iniciar o balanceamento pela maior fórmula. Entende-se como maior fórmula aquela que apresenta a maior quantidade de átomos.2º Escolher os elementos que aparecem uma única vez nos reagentes e uma única vez nos produtos3º Escolher o elemento que as quantidades NÃO são iguais nos reagentes e produtos4º Se no 2º passo ainda houver elementos bons para que se possa trabalhar o balanceamento, o ideal é dar prioridade para os elementos cujas quantidades NÃO SÃO NÚMEROS MÚLTIPLOS DOS REAGENTES e PRODUTOS5º Dar sequência ao balanceamento por elementos que já estão definidos, ou seja balanceados, seja no reagente ou no produtoVamos utilizar um bom exemplo com o Carbono e o  Ácido nítrico  que reagem para formar gás carbônico, óxido nítrico e água. Mesmo sendo uma reação de óxido-redução, é possível determinar seus coeficientes.C + HNO 3 à CO 2 + NO 2 + H 2 OBem, seguindo as nossas dicas , iremos analisar o primeiro passo:C + HNO 3 à CO 2 + NO 2 + H 2 OPodemos descartar o Oxigênio de imediato, já que ele se repete várias vezes no produto.Todos os outros C, H e N aparecem 1 única vez tanto nos reagentes como nos produtos porém temos que começar por apenas um deles.Segundo passo:Observando a quantidade de átomos de C no reagente, percebemos que é a mesma no produto, portanto não nos serve para começar e da mesma maneira o N com 1 átomo no reagente e 1 átomo no produto. Então percebemos o H que tem 1 átomo no reagente e 2 átomos no produto. Finalmente encontramos por quem iremos começar.Se dois átomos de hidrogênio saem , dois átomos deverão entrar e portanto :C + 2 HNO 3 à CO 2 + NO 2 + H 2 OO terceiro e quarto passo serão definidos a seguir :Quando adicionamos o número 2 como coeficiente, deve-se lembrar que acabou de ser alterada a quantidade de Nitrogênio (N)  e de Oxigênio (O). Então agora temos entrando como reagente 2 átomos de N e 2 átomos de O, que estabelecendo as proporções e Leis de Lavoisier, deverão sair também recombinados nos produtos. Então, já podemos adicionar o coeficiente 2 à molécula de óxido nítrico (NO 2 )C + 2 HNO 3 à CO 2 + 2 NO 2 + H 2 OAgora pense um pouco. Como temos 6 átomos de Oxigênio entrando deverão sair em quantidade igual. Porém em nossos produtos temos 3 moléculas que tem o átomo de O, e quando completamos o óxido nítrico com o coeficiente 2, temos aí 4 átomos de Oxigênio só nessa molécula que somados a molécula de d’água, totalizam 5 átomos de Oxigênio. Pergunta-se o que será feito com o átomo que se encontra na molécula de gás carbônico que nos demonstra 2 átomos e que se somados aos outros átomos de oxigênio dos produtos, totalizam 7 átomos ?C + 2 HNO 3 à CO 2 + 2 NO 2 + H 2 OFácil, adicionamos o coeficiente 1/2  na molécula que tem o CO 2  onde temos o Carbono, para balanceá-lo. Se multiplicarmos 1/2 . 2 = 1.C + 2 HNO 3 à 1/2 CO 2 + 2 NO 2 + H 2 OResolvido o problema do Oxigênio, vamos pensar no átomo de Carbono que ficou com 1/2 átomo no produto. Resolveremos introduzindo o mesmo coeficiente no reagente, balanceando por final o Carbono.1/2 C + 2 HNO 3 à 1/2 CO 2 + 2 NO 2 + H 2 OSe você necessitar que a resolução seja em números inteiros, transforme-os. Se o denominador é o número 2, multiplique tudo por 2 e pronto.

  1. 1/2 C + 2.2HNO 3 à 2.1/2 CO 2 + 2.2 NO 2 + 2.1 H 2 O                                                                                           Teremos o seguinte :
  2. 1C + 4 HNO 3 à  1 CO 2 + 4 NO 2 + 2  H 2 O , como o coeficiente 1 não tem necessidade de ser escrito:    C + 4 HNO 3 à  CO 2 + 4 NO 2 + 2  H 2 O

Exemplos de balanceamentoA)

C2H6O + O2 → CO2 + H2OA maior fórmula é o C2H6O (possui nove átomos).

Por isso, ela recebe o coeficiente 1.1 C2H6O + O2 → CO2 + H2O

Assim, concluímos que ela possui dois átomos de carbono (multiplicamos a quantidade 2 da fórmula pelo coeficiente).

Agora, para igualar a quantidade de átomos de carbono no reagente e no produto, colocamos o coeficiente 2 na fórmula onde o carbono aparece no produto.

1 C2H6O + 2 O2 → 2 CO2 + H2O

Depois, voltamos à fórmula inicial e observamos que nela o hidrogênio apresenta seis átomos (6 vezes 1). Por isso, nos produtos, na fórmula onde está o hidrogênio, colocamos o coeficiente 3, porque 3 vezes 2 resulta em 6.

1 C2H6O + O2 → 2 CO2 + 3 H2O

Observação:

Não foi analisado o oxigênio anteriormente porque ele aparece em mais de uma fórmula no produto e no reagente. Sempre que isso acontecer, ele ficará por último.

Isso também pode acontecer com outro elemento.

Para finalizar, falta o coeficiente no O2.

Vamos tomar como referência a quantidade do oxigênio no produto porque todas as fórmulas possuem coeficiente. No produto, há sete átomos de oxigênio (2.2 + 3.1), logo, deve haver sete no reagente.

É visível que já existe um átomo na fórmula do C2H6O; assim, basta colocar o coeficiente 3

(3 vezes o 2 do O2 resultará em 6 átomos).

Somando os seis átomos com 1 do 1 C2H6O, teremos os sete.

1 C2H6O + 3 O2 → 2 CO2 + 3 H2O

B) Na2CO3 + HCl → NaCl + H2O + CO2

A maior fórmula é o Na2CO3 por ter seis átomos. Por isso, ela recebe o coeficiente 1.

1 Na2CO3 + HCl → NaCl + H2O + CO2

Analisando a equação, percebemos que ela apresenta dois átomos de sódio (multiplicamos a quantidade 2 da fórmula pelo coeficiente). Assim, vamos até a fórmula em que o sódio aparece no produto (NaCl) e colocamos o coeficiente 2, haja vista que 2 vezes o número de átomos na fórmula igualará a quantidade de átomos de sódio no reagente e no produto.

1 Na2CO3 + HCl → 2 NaCl + H2O + CO2

Ainda analisando a primeira fórmula, vemos que ela tem um átomo de carbono, que é exatamente a quantidade de carbono na fórmula do produto. Assim, a fórmula do produto recebe o coeficiente 1.

1 Na2CO3 + HCl → 2 NaCl + H2O + 1 CO2

Nessa reação, temos oxigênio no reagente apenas na fórmula em que foi iniciado o balanceamento. Nessa fórmula, há 3 oxigênios (vezes 1 do coeficiente). Por isso, nesse exemplo, podemos trabalhar com o oxigênio antes de terminar o balanceamento. Como no produto temos 2 oxigênios no CO2 e 1 no H2O, o H2O deverá receber obrigatoriamente o coeficiente 1.1 Na2CO3 + HCl → 2 NaCl + 1 H2O + 1 CO2Para finalizar, vamos colocar o coeficiente 2 na frente do HCl para igualar as quantidades nos produtos e reagentes.

1 Na2CO3 + 2 HCl → 2 NaCl + 1 H2O + 1 CO2 

Fe2(CO3)3 + H2SO4 → Fe2(SO4)3 + H2O + CO2

A maior fórmula é o Fe2(CO3)3 por ter 14 átomos. Por isso, ela recebe o coeficiente 1.

1 Fe2(CO3)3 + H2SO4 → Fe2(SO4)3 + H2O + CO2

Como há dois átomos de ferro (2.1), na fórmula em que há o ferro no produto, colocamos o coeficiente 1, pois nela já existem dois átomos desse elemento.

1 Fe2(CO3)3 + H2SO4 → 1 Fe2(SO4)3 + H2O + CO2

Retornando à fórmula inicial, vemos que ela possui três átomos de carbono (3.1.1, respectivamente 3 dos parênteses, 1 da fórmula e 1 do coeficiente).

Assim, na fórmula em que há o carbono no produto, colocamos o coeficiente 3, pois nela há apenas 1 átomo de carbono.

1 Fe2(CO3)3 + H2SO4 → 1 Fe2(SO4)3 + H2O + 3 CO2

O próximo a ser observado é o enxofre (S), pois o oxigênio aparece em várias fórmulas, e a fórmula em que o enxofre está no produto já recebeu o coeficiente 1. Nessa fórmula, observamos que existem três átomos de enxofre (3.1.1, respectivamente 3 dos parênteses, 1 da fórmula e 1 do coeficiente), assim, na fórmula em que esse elemento está no reagente, colocamos o coeficiente 3.

1 Fe2(CO3)3 + 3 H2SO4 → 1 Fe2(SO4)3 + H2O + 3 CO2

Para finalizar, basta colocar o coeficiente 3 no H2O para que a quantidade de hidrogênio se iguale com a do reagente (seis átomos – 3.2).1 Fe2(CO3)3 + 3 H2SO4 → 1 Fe2(SO4)3 + 3 H2O + 3 CO2

Observação: Se o coeficiente 1 não for o ideal para iniciar o balanceamento, poderá ser utilizado qualquer outro número. Vale ressaltar que números fracionários também podem ser utilizados como coeficientes caso haja necessidade.

D) C + O2 → CO

Para balancear a equação, basta posicionarmos o coeficiente ½ no O2, pois ½ vezes 2 é igual a 1 (que é a quantidade do produto).C + 1O2 → CO2

EXERCÍCIOS BALANCEAMENTO DE EQUAÇÕES

A) C2H6O +  O2   →    CO2  +  H2O

B) Na2CO3 +  HCl     →   NaCl  +  H2O  +  CO2

C) C6H12O6    →  C2H6O  +  CO2

D) C4H10 +  O2      →      CO2  +  H2O

E) FeCl3 +  Na2CO3    →    Fe2(CO3)3  +  NaCl

F) NH4Cl +  Ba(OH)2     →       BaCl2  +  NH3  +  H2O

G) Ca(OH)2 +  H3PO4     →    Ca3(PO4)2  +  H2O

H) Fe2(CO3)3 +  H2SO4   →     Fe2(SO4)3  +  H2O  +  CO2

I) Na2O +  (NH4)2SO4  →    Na2SO4  +  H2O  +  NH3

J) FeS2 +  O2   →   Fe2O3  +  SO2

K) NH3 +  O2   →      NO  +  H2O

L) KMnO4 +  H2SO4    →  Mn2O7  +  K2SO4  +  H2O

M) CS2 +  O2    →      CO2  +  SO2

N) H3PO4 +  CaO   →     Ca3(PO4)2  +  H2O

O) Na2CO3 +  H3PO4   →     Na3PO4  +  H2O  +  CO2

P) KMnO4  →  K2MnO4  +  MnO2  +  O2

Q) Na +  KNO3       →     Na2O  +  K2O  +  N2

R) Ni(CO)4  →   Ni  +  CO

S) CaC2 +  H2O    →      C2H2  +  CaO

QUESTÕES DE VESTIBULAR

01 (FUVEST) A decomposição térmica de 1 mol de dicromato de amônio é representada pela equação:

(NH4)2Cr2O7     →    N2  +  CrxOy  +  z H2O

Os valores de x, y e z são, respectivamente:

  1. a) 2, 3 e 4
  2. b) 2, 7 e 4
  3. c) 2, 7 e 8
  4. d) 3, 2 e 4
  5. e) 3, 2 e 8

02 (ESAL/MG) A equação química: Mg(OH)2  +  x HCl  →   MgCl2  +   H2O  fica estequiometricamente correta se x for igual a:

  1. a) 1
  2. b) 2
  3. c) 3
  4. d) 4
  5. e) 5

03 (PUCCAMP) Num “sapato de cromo”, o couro é tratado com um banho de “licor de cromo”, preparado através da reação representada pela equação:Na2Cr2O7  +  x SO2  +  H2O          →        y Cr(OH)SO4  +  Na2SO4Depois de balanceada com os menores coeficientes inteiros possíveis, ela apresenta:                x             y

  1. a) 3 2
  2. b) 2 3
  3. c) 2 2
  4. d) 3 3
  5. e) 2 1

04 (UNIP/SP) A soma dos menores coeficientes inteiros que balanceiam a equação:

Cl2  +  NH3   →     N2H4  +  NH4Cl      é

  1. a) 4
  2. b) 15
  3. c) 21
  4. d) 8
  5. e) 6

05 (OSEC/SP) A soma dos coeficientes da equação abaixo é igual a

Br2  +  KOH   →   KBrO3  +  KBr  +  H2O

  1. a) 13
  2. b) 20
  3. c) 19
  4. d) 15
  5. e) 18

 (UFC/2007) Alguns compostos químicos são tão instáveis que sua reação de decomposição é explosiva. Por exemplo, a nitroglicerina se decompõe segundo a equação química abaixo:

x C3H5(NO3)3 (l) –>   y CO2 (g) + z H2O (l) + w N2 (g) + k O2 (g)

A partir da equação, a soma dos coeficientes x + y + z + w + k é igual a:
A) 11
B) 22
C) 33
D) 44
E) 55
 Resolução:
Após balanceamento, a equação fica assim representada:
4 C3H5(NO3)3 (l) –>   12 CO2 (g) + 10 H2O (l) + 6 N2 (g) + 1 O2 (g) Logo, a soma será 33.

Resp.: C
GABARITOS

  1. A) 1, 3, 2, 3                    K)           4, 5, 4, 6
  2. B) 1, 2, 2, 1, 1                 L)            2, 1, 1, 1, 1
  3. C) 1, 2, 2                        M)          1, 3, 1, 2
  4. D) 2, 13, 8, 10               N)           2, 3, 1, 3
  5. E) 2, 3, 1, 6                    O)           3, 2, 2, 3, 3
  6. F) 2, 1, 1, 2, 2                 P)            2, 1, 1, 1
  7. G) 3, 2, 1, 6                    Q)           10, 2, 5, 1, 1
  8. H) 1, 3, 1, 3, 3                R)           1, 1, 4
  9. I) 1, 1, 1, 1, 2                   S)            1, 1, 1, 1
  10. J) 4, 11, 2, 8

01 A       02 D       03 A       04 D       05 E

Aula 21

Semana 

Reações Químicas

As Reações Químicas são o resultado de ações entre substâncias que geralmente formam outras substâncias.Assim, as moléculas presentes nessas substâncias sofrem alterações gerando novas moléculas. Por sua vez, os átomos dos elementos permanecem inalterados.

Classificação das reações

As reações químicas (com presença de substâncias reagentes resultantes) são classificadas de quatro maneiras, a saber:

  • Reações de Síntese ou Adição (A+B → AB): corresponde a reação entre duas substâncias reagentes gerando uma mais complexa, por exemplo: C + O2 → CO2.
  • Reações de Análise ou de Decomposição (AB → A+B): corresponde a reação onde uma substância reagente se divide em duas ou mais substâncias simples, por exemplo: 2HGO → 2HG + O2. Essa decomposição pode ocorrer de três maneiras: pirólise (decomposição do calor), fotólise (decomposição da luz) e eletrólise(decomposição da eletricidade).
  • Reações de Deslocamento ou de Substituição ou de Simples Troca (AB+C → AC+B ou AB+C → CB+A): corresponde a reação entre uma substância simples e outra composta, levando à transformação da substância composta em simples, por exemplo: Fe + 2HCL → H2 + FeCl2.
  • Reações de Dupla-Troca ou de Dupla Substituição (AB+CD → AD+CB): correspondem as reações entre duas substâncias compostas que permutam entre si os elementos químicos, gerando duas novas substâncias compostas, por exemplo: NaCl + AgNO3 → AgCl + NaNO3.

Quando Ocorre uma Reação Química?

Dependendo da condição de temperatura, concentração de substâncias e do contato entre elementos químicos envolvidos, as reações químicas podem ocorrer de maneira rápida ou lentaAs reações gasosas, por exemplo, são rápidas. No entanto, as reações entre elementos líquidos e sólidos são lentas.Sendo assim, uma reação química ocorre quando duas ou mais substâncias entram em contato, as quais reagem resultando uma nova substância. Para que ela ocorre, os reagentes presentes nas reações químicas devem ter afinidade química para reagirem.Note que as reações químicas endotérmicas absorvem energia, posto que a energia química dos reagentes é menor que a dos produtos.As reações químicas exotérmicas, por sua vez, liberam energia, pois a energia química dos reagentes é maior que a dos produtos.Saiba mais em Reações Endotérmicas e Exotérmicas e Entalpia.As reações de oxirredução ocorrem entre metais (tendência para ceder elétrons) e não-metais (tendência para receber elétrons). Como exemplo podemos citar a oxidação(ferrugem) que surgem nos metais com o passar do tempo.Nesse sentido, vale lembrar que a maioria das reações químicas ocorrem entre substâncias de caraterísticas opostas. Por exemplo: substâncias de caráter oxidante e redutor ou as substâncias de caráter ácido e básico.Por sua vez, as reações que não são de oxirredução podem ocorrer de três maneiras e geralmente são reações de dupla troca:

  • Quando um dos produtos for menos solúvel que os reagentes, por exemplo, entre o cloreto de sódio (NaCl) e o nitrato de prata (AgNO3): NaCl + AgNO3 → AgCl + NaNO3
  • Quando um dos produtos for mais volátil que os reagentes, por exemplo, entre o cloreto de sódio (NaCl) e o ácido sulfúrico (H2SO4): 2NaCl + H2SO4 → Na2SO4 + 2 HCl
  • Quando um dos produtos for menos ionizável que os reagentes, por exemplo, entre o ácido clorídrico (HCl), composto ionizável, e o hidróxido de sódio (NaOH), composto iônico, o qual resulta num composto iônico (sal) e um composto molecular (água): HCl + NaOH → NaCl + H2O

atomicidade nã

Aula 13

Semana 03 de agosto
Replanejamento do 3° Bimestre, revisão do conteúdo ministrado, retirado duvidas sobre as notas, orientação e auto avaliação do professor.

Aula 14
Semana 13/08 a 06/09
SITUAÇÃO DE APRENDIZAGEM 1 A LINGUAGEM QUÍMICA E A CONSTRUÇÃO
HISTÓRICA DA TABELA PERIÓDICA
Conteúdos e temas: linguagem química (símbolos e fórmulas) e tabela periódica.
Competências e habilidades: ler símbolos químicos e compreender o significado dessa simbologia
em termos de partículas (átomos).
Avaliação: participação nas atividades; leitura e avaliação dos textos produzidos, resolução dos exercícios no caderno.

Estrutura Atômica
Os átomos são partículas infinitamente pequenas que constituem toda matéria no universo. Ao longo do tempo, a ideia de como seria a estrutura atômica foi mudando de acordo com as novas descobertas feitas pelos cientistas. Você poderá saber mais sobre isso no texto Evolução do Modelo Atômico. A estrutura atômica é composta por três partículas fundamentais: prótons (com carga positiva), nêutrons (partículas neutras) e elétrons (com carga negativa).

Um modelo é uma representação da realidade (não a própria realidade), assim, os modelos atômicos são representações dos principais componentes do átomo e de sua estrutura e explicam determinados comportamentos físicos e químicos da matéria. Isso é feito porque ainda não é possível ao ser humano enxergar um átomo isolado nem mesmo com ultramicroscópios.

Para se ter uma ideia do quanto o átomo é pequeno, saiba que a menor partícula visível em um microscópio comum contém mais de dez bilhões de átomos! O átomo é tão pequeno que, se colocássemos um milhão deles lado a lado, não atingiríamos a espessura de um fio de cabelo.

Entre os modelos atômicos, o mais usado atualmente no Ensino Médio para o entendimento da estrutura do átomo e suas propriedades é o de Rutherford-Bohr. Segundo esse modelo, a estrutura do átomo é constituída de duas partes principais: o núcleo e a eletrosfera.

A eletricidade chega às nossas casas através de fios e da movimentação de partículas negativas que fazem parte dos elétrons, que circulam pelos fios.

No núcleo de um átomo estão os prótons e os nêutrons e, girando em torno desse núcleo, estão os elétrons.

* Núcleo: Constituindo-se como a parte central do átomo, ele é compacto, maciço e muito denso, além de ser formado pelas partículas de maior massa, que são os prótons e os nêutrons.

Ilustração de prótons e nêutrons que compõem o núcleo atômico

– Prótons: são partículas de carga elétrica positiva (carga relativa = +1; carga em coulomb (C) = +1,602 . 10-19) e a sua massa relativa é igual a 1.

O fato de que os prótons formam o núcleo e dão a ele uma carga total positiva foi descoberto por Eugen Goldstein, em 1886, através de uma modificação na ampola de Crookes e alguns experimentos. Ele viu que, sob voltagens elevadíssimas, apareciam emissões (raios anódicos – restos de átomos do gás que estavam dentro da ampola e que tiveram seus elétrons arrancados pela descarga elétrica). Ao colocar um campo elétrico ou magnético externo à ampola, esses raios eram desviados no sentido do polo negativo. Isso significava que existiam partículas subatômicas positivas, que foram chamadas de prótons.

Mais tarde, Ernest Rutherford (1871-1937) realizou o experimento descrito no texto O átomo de Rutherford, que o levou à descoberta da localização do próton: no núcleo.

– Nêutrons: são partículas de massa igual à dos prótons (1), mas como o próprio nome indica, eles são neutros, ou seja, não possuem carga elétrica.

Os nêutrons foram descobertos, em 1932, por James Chadwick (1891-1974), que percebeu que o núcleo do berílio radioativo emitia partículas neutras com a massa praticamente igual à massa dos prótons (na verdade,

O diâmetro do núcleo depende da quantidade de prótons e nêutrons que o átomo possui, mas, em média, fica em torno de 10-14 m e 10-15 m.

O núcleo atômico concentra praticamente toda a massa do átomo, sendo uma parte muito pequena mesmo: tanto o próton como o nêutron são cerca de 100 mil vezes menores do que o próprio átomo inteiro! A título de comparação, imagine que aumentássemos o núcleo do átomo do elemento hidrogênio (que possui somente um próton) até o tamanho de uma bola de tênis, o elétron mais próximo ficaria a uns três quilômetros de distância! Mesmo se um átomo fosse aumentado até ficar da altura de um prédio de 14 andares, seu núcleo seria do tamanho de um mero grão de sal no sétimo andar. É realmente algo espantoso, não acha?!

* Eletrosfera: É uma região onde os elétrons ficam girando ao redor do núcleo. Apesar de ser uma região de volume muito maior que o do núcleo, ela é praticamente vazia, pois cada elétron é 1836 vezes menor que 1 próton (ou que 1 nêutron). É por isso que a massa do átomo concentra-se praticamente toda no núcleo. Os elétrons são partículas de carga elétrica negativa (-1).

Os elétrons foram descobertos, em 1897, por Joseph John Thomson (1856-1940), o criador do modelo atômico de Thomson. O experimento de Thomson pode ser visto em detalhes no texto O experimento de Thomson com descargas elétricas, mas, de forma resumida, ele usou a ampola de Crookes já mencionada e percebeu que os raios catódicos eram sempre atraídos pelo polo positivo, o que provava que o átomo possuia partículas negativas, que foram chamadas de elétrons.

Os elétrons giram ao redor do núcleo bilhões de vezes por milionésimo de segundo, dando forma ao átomo e fazendo-o comportar-se como se fosse sólido.

Ilustração de eletrosfera com três camadas eletrônicas e elétrons girando ao redor do núcleo

Resumidamente, podemos fazer uma tabela para diferenciar as três partículas subatômicas principais que fazem parte da estrutura do átomo:

Massa e carga elétrica das três partículas subatômicas principais – prótons, nêutrons e elétrons

Os átomos de todos os elementos químicos são compostos por essas três partículas subatômicas. O que difere um elemento químico de outro é a quantidade em que essas partículas aparecem, principalmente a quantidade de prótons no núcleo, que é chamada de número atômico. Continue estudando sobre isso por meio do texto Elemento Químico.

Prótons
O próton é uma partícula fundamental na estrutura atômica. Juntamente com os nêutrons, forma todos os núcleos atômicos, exceto para o hidrogênio, onde o núcleo é formado de um único próton.

A massa de um átomo é a soma das massas dos prótons e nêutrons. Como a massa do elétron é muito pequena (tem cerca de 1/1836,15267377 da massa do próton), ela não é considerada.

A massa do átomo é representada pela letra (A). O que identifica um elemento é o número de prótons (P) do átomo, conhecido como número atômico (Z) do elemento.

É representado pela letra (Z). O número da massa (A) do átomo é formado pela soma do número atômico (Z) com o número de nêutrons (N), ou seja, A = Z + N.

Nêutrons
O nêutron são partículas neutras que fazem parte da estrutura atômica dos átomos, juntamente com os prótons. Ele tem massa, mas não tem carga.

A massa é muito parecida com a do próton. O nêutron se localiza na porção central do átomo (núcleo).

Para se calcular a quantidade de nêutron que um átomo possui basta fazer a subtração entre o número de massa (A) e o número eletrônico (Z).

Elétrons
O elétron é uma partícula subatômica que circunda o núcleo atômico, sendo responsável pela criação de campos magnéticos elétricos.

Um próton na presença de outro próton se repele, o mesmo ocorre com os elétrons, mas entre um próton e um elétron existe uma força de atração. Dessa maneira atribui-se ao próton e ao elétron uma propriedade física denominada carga elétrica.

Os elétrons dos átomos giram em órbitas específicas e de níveis energéticos bem definidos. Sempre que um elétron muda de órbita, um pacote de energia seria emitido ou absorvido.

Essa teoria envolve conhecimentos da mecânica quântica e estes pacotes de energia são chamados quantum.

Cada núcleo de um determinado elemento químico tem o mesmo número de prótons.

Esse número define o elemento químico e número atômico do elemento e determina sua posição na tabela periódica.

Em alguns casos acontece de um mesmo elemento ter átomos com números diferentes. Esses são chamados de isótopos.

Aula 15
Semana 13/08 a 06/09
Isótopos, isóbaros e isótonos
Os isótopos, isóbaros e isótonos são classificações dos átomos dos elementos químicos presenta na tabela periódica, de acordo com a quantidade de prótons, elétrons e nêutrons presentes em cada um deles.

Assim, os isótopos são elementos que apresentam mesmo número de prótons, os isóbaros possuem mesmo número de massa, enquanto que os isótonos possuem mesmo número de nêutrons.

Importante destacar que os prótons (p) possuem carga positiva, os elétrons (e), carga negativa e os nêutrons (n), não apresentam carga (neutralidade) e de acordo com a estrutura dos átomos, os prótons e os nêutrons estão concentrados no núcleo, enquanto que os elétrons estão localizados na eletrosfera, ou seja, em volta do núcleo.

Elemento Químico
Cada elemento químico da tabela periódica é representado pela letra que indica o elemento, por exemplo o H (hidrogênio), donde na parte superior aponta-se o número de massa (A), enquanto que o número atômico localiza-se na parte inferior da letra, por exemplo: zHA

Número Atômico (Z)
O número atômico (Z) representa a quantidade de prótons ou elétrons presentes em cada átomo. Assim, o número de prótons é igual ao número de elétrons (p = e), já que o átomo corresponde a uma partícula eletricamente neutra, ou seja, com o mesmo número de cargas opostas: prótons de carga positiva e elétrons de carga negativa.

Número de Massa (A)
O número de massa (A) de cada átomo, corresponde a soma dos prótons e dos nêutrons (A= p + n) presentes em cada elemento. Importante notar que o elétron, na medida que possui uma massa insignificante, isto é, 1836 vezes menor em relação aos prótons e nêutrons, não estão inclusos na soma das massas dos elementos químicos. Por esse motivo, o número de massa não corresponde a massa efetiva ou real do átomo.

Isótopos
Os isótopos (isotopia) são átomos de um mesmo elemento químico os quais apresentam o mesmo número atômico (Z) e diferentes números de massa (A).

Isóbaros
Os isóbaros (isobaria) são átomos de distintos elementos químicos os quais apresentam o mesmo número de massa (A) e diferentes números atômicos (Z).

Isótonos
Os Isótonos (isotonia) são átomos de elementos químicos distintos os quais apresentam diferentes números atômicos (Z), diferentes números de massa (A) e o mesmo número de nêutrons.

Exercícios
Segundo a representação dos elementos químicos abaixo, o cálcio (Ca), o potássio (K) e o argônio (Ar) podemos classificá-los como isótopos, isótonos ou isóbaros?
20Ca40, 19K40, 18Ar40

Se na representação do elemento químico, o número de massa corresponde a soma dos prótons e dos nêutrons (A= p + n) na representação acima, nota-se que os números que aparecem na parte superior da letra são iguais: 40.

Dessa forma, conclui-se que o cálcio, o potássio e o argônio são elementos isóbaros visto que possuem o mesmo número de massa (A) e diferentes números atômico (Z), estes, representado pelos números localizados na parte inferior do elemento (20, 19, 18).

2. De acordo com a classificação dos elementos químicos (isótopos, isóbaros e isótonos), agrupe os átomos apresentados:
90A232, 91B234, 90C233, 92D233, 93E234.
Note que todos os elementos acima apresentam o número de massa e o número atômico, contudo não apresentam o número de nêutrons. Dessa maneira, para agrupá-los segundo a classificação química (isótopos, isóbaros e isótonos), deve-se calcular o número de nêutrons presentes em cada elemento, pela fórmula (A= p + n):

Elemento A: 90A232

A= p + n

232=90+n

232-90=n

142=n

Elemento B: 91B234

A= p + n

234=91+n

234-91=n

143=n

Elemento C: 90C233

A= p + n

233=90+n

143=n

Elemento D: 92D233

A= p + n

233=92+n

141=n

Elemento E: 93E234

A= p + n

234=93+n

141=n

Logo,

Os elementos A e C são isótopos pois possuem o mesmo número atômico e diferentes números de massa; os elementos (B e E) e (C e D) são isóbaros uma vez que possuem mesmo número de massa e diferentes números atômicos; e, por fim, os elementos (B e C) e (D e E) são isótonos pois apresentam o mesmo número de nêutrons e diferentes números de massa e número atômico.

vídeo aula

EXERCÍCIOS SOBRE A ESTRUTURA DO ÁTOMO

(FUVEST) O átomo constituído de 17 prótons, 18 nêutrons e 17 elétrons, possui número atômico e número de massa igual a:
a)  17 e 17
b) 17 e 18
c) 18 e 17
d)  17 e 35
e) 35 e 17

2. (FUVEST) A seguinte representação,  X = símbolo do elemento químico, refere-se a átomos com:

a) Igual número de nêutrons;
b) Igual número de prótons;
c) Diferentes números de elétrons;
d) Diferentes números de atômicos;
e) Diferentes números de oxidação;

3. (MACK) Indique a alternativa que completa corretamente as lacunas do seguinte período: “Um elemento químico é representado pelo seu ___________, é identificado pelo número de __________ e pode apresentar diferente número de __________ .”

a) nome – prótons – nêutrons.
b) nome – elétrons – nêutrons.
c) símbolo – elétrons – nêutrons.
d) símbolo – prótons – nêutrons.
e) símbolo – – elétrons – nêutrons.

4. (STA. CASA) A questão deve ser respondida de acordo com o seguinte código:

A teoria de Dalton admitia que:

I. Átomos são partículas discretas de matéria que não podem ser divididas por qualquer processo químico conhecido;

II. Átomos do mesmo elemento químico são semelhantes entre si e têm mesma massa;

III. Átomos de elementos diferentes têm propriedades diferentes.

a) Somente I é correta.
b) Somente II é correta.
c) Somente III é correta.
d) I, II, III são corretas.
e) I e III são corretas.

5. Um átomo de número atômico Z e número de massa A:

a) tem A nêutrons.
b) tem A elétrons.
c) tem Z prótons.
d) tem A – Z nêutrons.
e) tem Z elétrons.

6. (UFU-MG) O átomo é a menor partícula que identifica um elemento químico. Ele possui duas partes, a saber: uma delas é o núcleo, constituído por prótons e nêutrons, e a outra é a região externa – a eletrosfera-, por onde circulam os elétrons. Alguns experimentos permitiram a descoberta das características das partículas constituintes do átomo.

Em relação a essas características, indique a alternativa correta.

a) prótons e elétrons possuem massas iguais e cargas elétricas de sinais opostos.

b) entre as partículas atômicas, os elétrons têm maior massa e ocupam maior volume no átomo.

c) entre as partículas atômicas, os prótons e os nêutrons têm maior massa e ocupam maior volume no átomo.

d) entre as partículas atômicas, os prótons e os nêutrons têm mais massa, mas ocupam um volume muito pequeno em relação ao volume total do átomo.
7. (PUC-PR) Dados os átomos de 92U238  e 83Bi210, o número total de partículas (prótons, elétrons e nêutrons) existentes na somatória será:

a) 641

b) 528

c) 623

d) 465

e) 496
8. (UFCE) Na tentativa de montar o intrincado quebra-cabeça da evolução humana, pesquisadores têm utilizado relações que envolvem elementos de mesmo número atômico e diferentes números de massa para fazer a datação de fósseis originados em sítios arqueológicos. Quanto a esses elementos, é correto afirmar que são:

a) isóbaros

b) isótonos

c) isótopos

d) alótropos

e) isômeros
9.(UFRJ) Alguns estudantes de Química, avaliando seus conhecimentos relativos a conceitos básicos para o estudo do átomo, analisam as seguintes afirmativas:

I. Átomos isótopos são aqueles que possuem mesmo número atômico e números de massa diferentes.

II. O número atômico de um elemento corresponde à soma do número de prótons com o de nêutrons.

III. O número de massa de um átomo, em particular, é a soma do número de prótons com o de elétrons.

IV. Átomos isóbaros são aqueles que possuem números atômicos diferentes e mesmo número de massa.

V. Átomos isótonos são aqueles que apresentam números atômicos diferentes, número de massas diferentes e mesmo número de nêutrons.

Esses estudantes concluem, corretamente, que as afirmativas verdadeiras são as indicadas por:

a) I, III e V

b) I, IV e V

c) II e III

d) II, III e V

e) II e V
10. (PUC-MG) O íon óxido O2- possui o mesmo número de elétrons que:
Dados: O (Z=8); F (Z=9); Na (Z=11); Ca (Z=20); S (Z=16);

a) o íon fluoreto F-.

b) o átomo de sódio Na.

c) o íon cálcio Ca2+

d) o íon sulfeto S2-
Aula 16
Semana 20/08
Organização da Tabela Periódica

Dmitri Ivanovich Mendeleev (1834-1907) foi considerado o “pai da Tabela Periódica”, pois em 1869 ele organizou os elementos químicos em filas horizontais em ordem crescente de massa atômica e mostrou que nas linhas verticais havia elementos com propriedades químicas e físicas semelhantes.

Foi o primeiro trabalho que conseguiu relacionar as propriedades periódicas (que se repetiam em intervalos regulares) dos elementos. Seu trabalho foi tão impressionante que Mendeleiev conseguiu até mesmo prever a existência de determinados elementos que ainda não haviam sido descobertos, onde eles ficariam na Tabela Periódica e quais seriam as suas propriedades.

No entanto, em 1913, o físico inglês Henry Moseley realizou experimentos com raios X e descobriu o número atômico (Z) dos elementos químicos, ou seja, a quantidade de prótons que há no núcleo dos átomos de cada elemento. Ele provou que as propriedades dos elementos tinham relação não com a massa atômica, como dizia Mendeleiev, mas sim com o número atômico.

Por isso, a Tabela Periódica atual é organizada em linhas horizontais em ordem crescente de número atômico. Tanto que o primeiro elemento químico que aparece da esquerda para a direita na parte superior é o hidrogênio, que é o elemento de menor número atômico, 1. Logo à sua direita vem o hélio, He, com número atômico igual a 2, depois vem o lítio, com número atômico igual a 3, seguido do berílio, Be, de número atômico igual a 4, e assim por diante.

Essa classificação crescente de números atômicos permite organizar os elementos em grupos ou famílias (colunas) que possuem propriedades semelhantes, além disso, as linhas horizontais também nos revelam particularidades a respeito dos átomos dos elementos. Observe como se dá essa organização:

Grupos ou famílias – Colunas:
As colunas são chamadas de grupos ou famílias. Esses nomes são bem apropriados, pois os membros de uma família possuem várias características físicas, emocionais e psicológicas semelhantes; além disso, os membros de um grupo específico possuem também objetivos e gostos similares. Da mesma forma, os elementos pertencentes a um mesmo grupo ou a uma mesma família da Tabela Periódica possuem propriedades físicas e químicas semelhantes.

Isso acontece porque os elementos químicos que estão em uma mesma família possuem a mesma quantidade de elétrons na camada de valência, isto é, na última camada eletrônica:

Família 1: Possuem todos 1 elétron na camada de valência;
Família 2: Possuem todos 2 elétrons na camada de valência;
Família 13: Possuem todos 3 elétrons na camada de valência;
Família 14: Possuem todos 4 elétrons na camada de valência;
Família 15: Possuem todos 5 elétrons na camada de valência;
Família 16: Possuem todos 6 elétrons na camada de valência;
Família 17: Possuem todos 7 elétrons na camada de valência;
Família 18: Possuem todos 8 elétrons na camada de valência.
Segundo a IUPAC (União Internacional da Química Pura e Aplicada), atualmente as famílias da Tabela Periódica devem ser ordenadas de 1 a 18. Algumas dessas famílias possuem nomes especiais, que são muito usados:

Família 1: Metais alcalinos;
Família 2: Metais alcalinoterrosos;
Família 16: Calcogênios;
Família 17: Halogênios;
Família 18: Gases Nobres.

Organização das famílias da tabela periódica

Ainda hoje existem Tabelas Periódicas que usam a numeração antiga, que usava números acompanhados das letras “A” ou “B”. Essas letras eram usadas para representar mais alguns subgrupos dos elementos, que são: elementos representativos e elementos de transição (externa e interna).

Elementos representativos: Antigamente eram todos os membros das famílias que tinham o número acompanhado da letra “A” (1A, 2A, 3A, 4A, 5A, 6A, 7A e 8A). Hoje eles estão nas famílias 1, 2, 13 a 18. São os elementos mais importantes da Tabela Periódica e são os mais estudados no Ensino Médio. Todos os elementos representativos possuem o seu elétron mais energético situado nos subníveis “s” ou “p”.
Elementos de transição: Antigamente eram todos os membros das famílias que tinham o número acompanhado da letra “B” (1B, 2B, 3B, 4B, 5B, 6B, 7B e 8B), mas hoje são os membros das famílias 3 a 12. Esses elementos estão representados na região central da Tabela. Todos os elementos de transição possuem o seu elétron mais energético situado nos subníveis “d” ou “f”.
– Elementos de transição externa:São aqueles que estão expostos regularmente como os demais elementos na Tabela Periódica. Eles estão representados na região central da Tabela. Seus elétrons mais energéticos ficam no subnível “d”.

– Elementos de transição interna:Esses elementos estão abaixo do corpo principal da Tabela e são duas séries: a série dos lantanídeos e a série dos actinídeos.Seus elétrons mais energéticos ficam no subnível “f”.

Elementos representativos e de transição na Tabela Periódica

Períodos – Linhas:
As sete linhas horizontais que aparecem na Tabela Periódica são os períodos e indicam a quantidade de camadas eletrônicas que os átomos de tais elementos possuem. Por exemplo, todos os elementos do primeiro período (primeira linha) da Tabela Periódica possuem apenas uma camada eletrônica, a camada K; enquanto isso, todos os elementos do segundo período têm duas camadas eletrônicas, as camadas K e L, e assim por diante.

Organização dos períodos da tabela periódica

Nomes especiais na Tabela Periódica
A tabela periódica é formada por 7 linhas (linhas horizontais) e 18 grupos ou famílias (linhas verticais). Algumas regras têm nomes especiais:
# Grupo 1 (Li, Na, K, Rb, Cs, Fr) —————————–> Metais Alcalinos

O nome alcalino vem do árabe alcalino, que significa cinzas de plantas. O seja e o potássio (os primeiros elementos descobertos do grupo) foram encontrados nas cinzas de alguns produtos queimados.

Sódio

Esta página foi retirada do site http://www.infoescola.com
# Grupo 2 (Seja, Mg, Ca, Sr, Ba, Rá) ————————-> Metais Alcalinos-Terrosos

Eles são capazes de ter algumas bases com os metais alcalinos (formam bases de Arrhenius, por exemplo). Já o termo terroso refere-se a existir na terra. Além disso, seus óxidos foram chamados por muito tempo de terra.

Magnésio

Esta foto foi retirada do site http://www.rima.com.br
# Grupo 16 (O, S, Se, Te, Po) ——————————–> Calcogênios

A palavra khalkos vem do grego e significa “formadores de cobre”. Alguns minérios de cobre podem ser utilizados como fonte de informação (calcopirita, CuFeS2, por exemplo).

Enxofre

Esta página foi retirada do site http://www.lookfordiagnosis.com
# Grupo 17 (F, Cl, Br, I, At) ———————————— >   Halogênios

A palavra halogênio vem do grego e significa “formadores de sais”. O sal de cozinha (NaCl), por exemplo, possui halogênio em sua composição.

Cloro

Esta foto foi retirada do site http://www.quimlab.com.br
# Grupo 18 (Ele, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn) ————————-> Gases Nobres

Eles recebem esse nome porque são pequenos reativos. São gases monoatômicos que, durante muito tempo, foram chamados de inertes, até o momento em que foram comprovados outros compostos (XeF4, por exemplo).

Criptônio

Esta foto foi retirada do site http://www.quimlab.com.br
Propriedades Periódicas
As propriedades periódicas dos elementos químicos são as características que eles possuem.

Note que os elementos químicos da tabela periódica tem um local específico que varia de acordo com as propriedades periódicas que apresentam. Eles estão ordenados por ordem crescente de número atômico.

Segundo a Lei de Moseley:

“Muitas propriedades físicas e químicas dos elementos variam periodicamente na sequência do números atômicos dos elementos.”
Principais Propriedades Periódicas
Raio Atômico
Relacionada com o tamanho dos átomos, essa propriedade é definida pela distância entre os centros dos núcleos de dois átomos do mesmo elemento.

Sendo assim, o raio atômico corresponde à metade da distância entre os núcleos de dois átomos vizinhos, sendo expresso da seguinte maneira:

r = d/2

Onde:

r: raio
d: distância internuclear

Ele é medido em picômetros (pm). Essa medida é um submúltiplo do metro:

1 pm = 10-12 m

Na tabela periódica, o raio atômico aumenta de cima para baixo na posição vertical. Já na horizontal, eles aumentam da direita para esquerda.

Variação do Raio Atômico

O elemento químico que possui maior raio atômico é o Césio (Cs).

Volume Atômico
Essa propriedade periódica indica o volume ocupado por 1 mol do elemento no estado sólido.

Vale notar que o volume atômico não é o volume de 1 átomo, mas um conjunto de 6,02 . 1023 átomos (valor de 1 mol)

O volume atômico de um átomo é definido não somente pelo volume de cada átomo, mas também o espaçamento que existe entre esses átomos.

Na tabela periódica, os valores do volume atômico aumentam de cima para baixo (vertical) e do centro para as extremidades (horizontal).

Variação do Volume Atômico

Para calcular o volume atômico, utiliza-se a seguinte fórmula:

V = m/d

Onde:

V: volume atômico
m: massa de 6,02 . 1023 átomos do elemento
d: densidade do elemento no estado sólido

Densidade Absoluta
A densidade absoluta, também chamada de “massa específica”, é uma propriedade periódica que determina a relação entre a massa (m) de uma substância e o volume (v) ocupado por essa massa.

Ela é calculada pela seguinte fórmula:

d = m/v

Onde:

d: densidade
m: massa
v: volume

Na tabela periódica, os valores das densidades aumentam de cima para baixo (vertical) e das extremidades para o centro (horizontal).

Variação da Densidade Absoluta

Assim, os elementos mais densos estão no centro e na parte inferior da tabela:

Ósmio (Os): d= 22,5 g/cm3
Irídio (Ir): d = 22,4 g/cm3

Ponto de Fusão e Ponto de Ebulição
Outra importante propriedade periódica está relacionada com as temperaturas nas quais os elementos entram em fusão e ebulição.

O Ponto de Fusão (PF) é a temperatura onde a matéria passa da fase sólida para a fase líquida. Já o Ponto de Ebulição (PE) é a temperatura onde a matéria passa da fase líquida para a gasosa.

Na tabela periódica, os valores de PF e de PE variam segundo os lados que estão posicionados na tabela.

No sentido vertical e no lado esquerdo da tabela, eles aumentam de baixo para cima. Já do lado direito, eles aumentam de cima para baixo. No sentido horizontal, eles aumentam das extremidades para o centro.

Variação do Ponto de Fusão e Ebulição

Afinidade Eletrônica
Também chamada de “eletroafinidade”, trata-se da energia mínima necessária de um elemento químico com o intuito da retirada de um elétron de um ânion.

Ou seja, a afinidade eletrônica indica a quantidade de energia liberada no momento em que um elétron é recebido por um átomo.

Observe que esse átomo instável se encontra sozinho e no estado gasoso. Com essa propriedade, ele adquire estabilidade quando recebe o elétron.

Em contraposição ao raio atômico, a eletroafinidade dos elementos da tabela periódica cresce da esquerda para a direita, na horizontal. Já no sentido vertical, ele aumenta de baixo para cima.

Variação da Afinidade Eletrônica

O elemento químico que possui maior afinidade eletrônica é o Cloro (Cl), com o valor de 349 KJ/mol.

Energia de Ionização
Também chamado de “potencial de ionização”, essa propriedade é contrária à de afinidade eletrônica.

Trata-se da energia mínima necessária de um elemento químico com o intuito de retirar um elétron de um átomo neutro.

Desse modo, essa propriedade periódica indica qual a energia necessária para transferir o elétron de um átomo em estado fundamental.

O chamado “estado fundamental de um átomo” significa que o seu número de prótons é igual ao seu número de elétrons (p+ = e-).

Com isso, após a retirada de um elétron do átomo, ele é ionizado. Ou seja, ele fica com mais prótons do que elétrons, e, portanto, se torna um cátion.

Na tabela periódica, a energia de ionização é contrária à do raio atômico. Assim, ela aumenta da esquerda para a direita e de baixo para cima.

Variação da Energia de Ionização

Os elementos que possuem maior potencial de ionização são o Flúor (F) e o Cloro (Cl).

Eletronegatividade
Propriedade dos átomos dos elementos os quais possuem tendências em receber elétrons numa ligação química.

Ela ocorre nas ligações covalentes no momento do compartilhamento de pares de elétrons. Ao receber elétrons, os átomos ficam com uma carga negativa (ânion).

Lembre-se que esta é considerada a propriedade mais importante da tabela periódica. Isso porque a eletronegatividade induz o comportamento dos átomos, a partir do qual são formadas as moléculas.

Na tabela periódica, a eletronegatividade aumenta da esquerda para a direita (no sentido horizontal) e de baixo para cima (no sentido vertical)

Variação da Eletronegatividade

Sendo assim, o elemento mais eletronegativo da tabela periódica é o Flúor (F). Por outro lado, o Césio (Cs) e Frâncio (Fr) são os elementos menos eletronegativos.

Eletropositividade
Ao contrário da eletronegatividade, essa propriedade dos átomos dos elementos indica as tendências em perder (ou ceder) elétrons numa ligação química.

Ao perder elétrons, os átomos dos elementos ficam com uma carga positiva, formando assim, um cátion.

No mesmo sentido do raio atômico e contrário a eletronegatividade, na tabela periódica a eletropositividade aumenta da direita para a esquerda (horizontal) e de cima para baixo (vertical).

Variação da Eletropositividade

Os elementos químicos de maior eletropositividade são os metais, e por isso, essa propriedade é também denominada de “caráter metálico”. O elemento mais eletropositivo é o Frâncio (Fr) com tendência máxima à oxidação.

Atenção!

Os “gases nobres” são elementos inertes, pois não realizam ligações químicas e dificilmente doam ou recebem elétrons. Além disso, eles possuem dificuldades em reagir com outros elementos.

Sendo assim, a eletronegatividade e eletropositividade desses elementos não são consideradas.

Leia também:

Ligações Químicas
História da Tabela Periódica
Propriedades Aperiódicas
Além das propriedades periódicas, temos as aperiódicas. Nesse caso, os valores aumentam ou diminuem com o número atômico dos elementos.

Recebem esse nome, pois não obedecem à posição na tabela periódica como as periódicas. Ou seja, elas não se repetem em períodos regulares.

As principais propriedades aperiódicas são:

Massa Atômica: essa propriedade aumenta conforme o aumento do número atômico.
Calor Específico: essa propriedade diminui com o aumento do número atômico. Lembre-se que o calor específico é a quantidade de calor necessária para aumentar a temperatura de 1 °C de 1g do elemento.
Exercícios de Vestibular com Gabarito
1. (PUC-RJ) Considere as afirmações sobre elementos do grupo IA da Tabela Periódica

I. São chamados metais alcalinos.
II. Seus raios atômicos crescem com o número atômico.
III. Seu potencial de ionização aumenta com o número atômico.
IV: Seu caráter metálico aumenta com o número atômico.

Dentre as afirmações, são verdadeiras:

a) I e II
b) III e IV
c) I, II e IV
d) II, III e IV
e) I, II, III e IV

Alternativa c
2. (UFMG) Comparando o cloro e o sódio, os dois elementos químicos formadores do sal de cozinha, pode afirmar que o cloro:

a) é mais denso.
b) é menos volátil.
c) tem maior caráter metálico.
d) tem menor energia de ionização.
e) tem menor raio atômico.

Alternativa e
3. (UFC-CE) O efeito fotoelétrico consiste na emissão de elétrons provenientes de superfícies metálicas, através da incidência de luz de frequência apropriada. Tal fenômeno é diretamente influenciado pelo potencial de ionização dos metais, os quais têm sido largamente utilizados na confecção de dispositivos fotoeletrônicos, tais como: fotocélulas de iluminação pública, câmeras fotográficas etc. Com base na variação do potencial de ionização dos elementos da Tabela Periódica, assinale a alternativa qu contém o metal mais suscetível a exibir o efeito fotoelétrico.

a) Fe
b) Hg
c) Cs
d) Mg
e) Ca
VEJA TAMBÉM: História da Tabela Periódica

Aula 17
Semana 27/08
Símbolos e Fórmulas
São conhecidos atualmente mais de 100 elementos químicos. Cada um deles tem um nome e um símbolo diferente.

Os símbolos são a representação dos elementos químicos.

São formados por uma, duas ou três letras.

A primeira é sempre maiúscula e a segunda, é sempre minúscula.

O símbolo de um elemento vem de uma ou duas letras tiradas de seu nome em latim. Por causa disso, nem todos os símbolos têm relação lógica com o nome do elemento em português.

Os que têm três letras não têm nomes oficiais, atribuídos pela Iupac (União Internacional de Química Pura e Aplicada).

Fórmula Química
Todas as substâncias são formadas por átomos. As substâncias simples são formadas por átomos de um único elemento e as substâncias compostas são formadas por átomos de dois ou mais elementos diferentes.

As moléculas são as menores unidades que apresentam a composição característica de uma substância. As moléculas são formadas pela união de dois ou mais átomos.

Para representar graficamente as moléculas de uma substância, seja ela simples ou composta, os químicos utilizam fórmulas. A fórmula da água é H2O. Outras fórmulas usadas pelos químicos são CO2 (gás carbônico), N2(gás nitrogênio), O2 (gás oxigênio), O3 (gás ozônio), C2H6O (etanol), C6H12O6 (glicose), NH3 (amônia) eH2SO4 (ácido sulfúrico).

Na fórmula de uma substância são colocados os símbolos dos elementos que tornam parte de sua composição e os índices de atomicidade (ou, simplesmente, atomicidade), que indicam a proporção em que os átomos do elemento estão presentes na substância. Se o índice de atomicidade não for escrito, é porque seu valor é 1.

Uma fórmula química é uma representação de um composto químico, ou seja, de uma molécula.

Exemplos:

1) A molécula de água é representada da seguinte forma:

temos 2 átomos de hidrogênio e 1 átomo de oxigênio, então sua fórmula química será H20

2) O dióxido de carbono é representado da seguinte forma:

temos 1 átomo de carbono e 2 átomos de oxigênio. então sua fórmula química será CO2

Exercícios sobre formula química
Atividade formula química

1) A Fórmula química da amônia é:

a) (  ) NH

b) (  )N1H2

c) (  ) NH3

d) (  )N2H 2

2) O sal de cozinha, conhecido com cloreto de sódio possuem qual fórmula química:

a) (  ) ClNa

b) (  ) NaCl

c) (  ) ClSo

d)(  ) NaCl3 3)

3) Qual o nome dos compostos que possuem as seguintes fórmulas químicas respectivamente, HCl, NaOH,  KCl,  CaO:

a) (  ) Cloreto de Potássio, Ácido clorídrico, Hidróxido de sódio, Cloreto, Óxido de cálcio.

b) (  ) Hidróxido de sódio, Cloreto, Óxido de cálcio, Cloreto de Potássio, Ácido clorídrico,

c) (  ) Ácido clorídrico, Hidróxido de potássio, Cloreto de sódio, Óxido de cálcio.

d) (  ) Ácido clorídrico, Hidróxido de sódio, Cloreto de Potássio, Óxido de cálcio.

Fonte: Caderno do Professor: Ciências, Ensino Fundamental – 9º Ano, Volume 1. São Paulo: SEE, 2009.

Aula 18
Semana 09/08
Massa atômica
Em química, a massa de um átomo é expressa em unidades de massa atômica (u) que equivale exatamente a 1/12 da massa do isótopo 12C (carbono 12). Na unidade comum, corresponde a 1,6605402 x 10-27 kg.

Os valores da massa atômica de cada elemento é tabelado e podem ser conferidos em uma tabela periódica.

Exemplo 1:

Qual a massa atômica do Hidrogênio, do oxigênio?

Massa molecular
É dada pela soma das massas atômicas de todos os átomos de uma molécula.

Exemplo:

1) Para a molécula C6H12O6 (glicose), a massa molecular é :

6 átomos de carbono = 6 x 12,01 u  = 72,06 u.

12 átomos de hidrogênio = 12 x 1,00 u = 12,00 u.

6 átomos de oxigênio = 6 x 15,99 = 95,94 u.

Somando (72,06u)+(12,00u)+(95,94u) = 179,04u que é a massa molecular da glicose.

Exercícios
1 ) A Massa atômica:
a) (  ) é expressa em unidades de massa atômica (u) que equivale exatamente a 1/12 da massa do isótopo 14C (carbono 14).
b) (  ) é expressa em unidades de massa atômica (u) que equivale exatamente a 1/12 da massa do isótopo 12C (carbono 12).
c) (  ) é expressa em unidades de massa atômica (u) que equivale exatamente a 1/12 da massa do cloro (cloro 12).

d) (  ) é a massa de um átomo expressa em u. Que indica quantas vezes à massa do átomo é maior que 1/12 da massa de 14C.

2) Com auxilio de uma tabela periódica ache as massas atômicas dos seguintes elementos, Oxigênio, Hidrogênio, Nitrogênio, carbono, Sódio, cálcio, cloro e enxofre, seus valores são respectivamente:
a) (  ) 16, 2, 14, 12, 25, 40, 37,5 e 32.
b) (  ) 16, 1, 14, 4, 23, 40, 35,5 e 32.
c) (  ) 16, 1, 14, 12, 23, 40, 35,5 e 32.
d) (  ) 16, 1, 14, 12, 23, 40, 32 e 35,5.

3) Qual a massa atômica das seguintes moléculas:
a) NaCl
b) H2O
c) NaOH
d) HCl
e) NH3
f) C2H6O
Aula 19
Semana 17/09 a 15/10
Equação química
A equação química é a forma de se descrever uma reação química. Os reagentes são mostrados no lado esquerdo da equação e os produtos no lado direito.

Exemplo: a reação de síntese da amônia.

Ao analisar a reação nota-se que uma molécula nitrogênio (N2) reage com 3 moléculas de hidrogênio (H2) para formar 2 moléculas de amônia (NH3).
Lei de Lavoisier ( Lei da conservação das massas)
Num sistema fechado, quando duas ou mais substâncias reagem entre si, a massa total dos produtos é igual a soma das massas das substâncias reagentes.

“Na natureza nada se cria, nada se perde; tudo se transforma”

Massa dos reagentes = Massa dos produtos

Exemplos:

1) Considerando um sistema fechado a reação química:

Temos 5g de A e 10g de B, a massa total dos reagente é 15g.

De acordo com a lei de Lavoisier a massa total dos produtos será 15g.

2) Se em uma reação:

 

Massa de A = 10g

Massa de B = 30g

Massa de D = 12g

Qual é a massa de C?

De acordo com a lei de Lavoisier:

“massa dos reagentes = massa dos produtos”

Massa dos reagentes = A + B = 10g + 30g =40g

Massa dos produtos = C + D = C + 12g

40g = C + 12g

C = 28g

Lei de Proust
As massas dos reagentes e as massas dos produtos que participam de uma reação obedecem sempre a uma proporção constante. Essa proporção é característica de cada reação, isto é, independe da quantidade de reagentes utilizados.

Exemplo:

1) Para a reação entre o hidrogênio e oxigênio formando água, os seguintes valores experimentais podem ser obtidos:

Hidrogênio(g)
Oxigênio(g)
Água(g)
10
80
90
2
16
18
1
8
9
0,4
3,2
3,6
Observa-se que a massa do produto é igual à soma da massa dos reagentes, o que concorda com a Lei de Lavoisier.

As massas dos reagentes e dos produtos que participam de uma reação química podem ser diferentes, mas as relações entre elas são sempre constantes, Consequências da Lei de Proust, como pode ser conferido na tabela abaixo:

mO/mH = massa do oxigênio dividido pela massa do hidrogênio.

mágua/mH = massa da água dividido pela massa do hidrogênio.

mágua/mO = massa da água dividido pela massa do oxigênio.

Lei de G-Lussac
“Os volumes de todas as substâncias gasosas envolvidas em um processo químico estão entre si em uma relação de números inteiros e simples, desde que medidos à mesma temperatura e pressão”.

1 L de H2   +   1 L de Cl2 =  2 L de HCl

Relação de números inteiros e simples: 1:1:2

Cabe aqui observar que nem sempre a soma dos volumes dos reagentes é igual à dos produtos. Isso quer dizer que não existe lei de conservação de volume, como ocorre com a massa.

10 L de H2   +   5 L de O2  =  10 L de H2O

Relação de números inteiros e simples: 10:5:10,que pode ser simplificada por 2:1:2

Nas CNTP, o volume molar é igual a 22,4 L/mol.
Exemplo:

1) A reação de síntese da amônia, considerando a temperatura e a pressão constante.

Nota-se que para a reação ocorrer é necessário 1L de N2 e 3L de H2 para formar 2L de NH3 ( amônia).

Aula 18
Balanceamento por tentativa
Em uma reação química os números colocados antes da fórmula de cada substância, seja reagente ou produto, são chamados de coeficientes estequiométricos ou simplesmente, coeficientes. Estes informam a proporção entre as quantidades em mols dos participantes de uma dada reação química.

Exemplo, para se formar uma molécula de água:

Os números em vermelhos,são os coeficientes, e indicam que para se forma uma molécula de água é necessário se ter 1 molécula de Hidrogênio (1 H2) e meia molécula de Oxigênio (1/2 O2 )

Quando escrevemos uma equação química, ela deve estar corretamente balanceada, ou seja, os coeficientes devem estar corretamente indicados. Caso contrário, não estará observando o fato de os átomos se conservarem e com a proporção errada a reação não ocorerá.

Uma forma de se balancear uma reação química é pelo método de tentativas, que constitui dar valores arbitrários aos coeficientes estequiométrico de modo a tentar igualar os números de átomos dos reagentes e dos produtos.
Exemplo:

A combustão do etanol (C2H6O), álcool combustível, produz gás carbônico e água. A reação está representada a seguir:

Vamos analisar o número  de átomos nos reagente e nos produtos:

Nota-se que os números dos átomos carbonos dos reagentes (CR) e dos carbonos dos produtos (CP) são diferentes, e o mesmo se nota nos hidrogênios dos produtos (HP) e dos reagentes (HR).

Para que a reação ocorra é necessário fazer o balanceamento ( obs: sempre deixe o Oxigênio para ser balanceado no final ).

– Vamos fazer por etapas;

1°) Balancear o Carbono

– Observe que nos reagentes temos 2 Carbonos e nos produtos temos 1 Carbono, como podemos igualar:

2 C = x 1C

– Qual valor multiplicado por 1 dará 2? (sempre o coeficiente menor é multiplicado)

x = 2

O valor de “X” será o coeficiente do carbono do produto

Agora vamos balancear o hidrogênio

2°) Balancear o Hidrogênio

– Observe que temos 6 Hidrogênios no reagentes e 2 Hidrogênios nos produtos

– Qual valor multiplicado por 2 dará 6 ? (sempre o coeficiente menor é multiplicado)

6H = y2H

y = 3

O valor de “y” será o coeficiente do hidrogênio do produto.

ATENÇÃO: Note que a quantidade de oxigênio foi alterada devido ao balanceamento dos produtos, agora temos:

Se colocarmos um coeficiente no C2H6O vai ser alterado toda a reação então o coeficiente é colocado no O2

3°) – Então qual valor multiplicado por 2 dará 6 ? ( lembrando que já se tem um Oxigênio no C2H6O)

2z = 6

Z = 3 coeficiente do O2

Agora vamos ver se o balanceamento esta correto:

 

Os números dos átomos dos produtos e dos reagentes estão iguais, com isso a reação está balanceada.

Balanceamento resumido

Balanceamento
1) As equações a seguir são de reações de deslocamento entre ametais, e não
estão balanceadas, então forneça os coeficiente que tornem as equações
balanceadas.
a) Cl2 + HI → HCl + I2
b) F2 CaCl → CaF2 + Cl2
c) Br2 + H2S → HBr + S8

2) Forneça os coeficientes que torne a equações balanceadas.
a) Na2O + HCl  → NaCl + H2O
b) SO2 + NaOH  → Na2SO3 + H2O
c) N2O4 + H2O  → HNO2 + HNO3

3) complete as equações químicas com os coeficiente que faltam para
balancear a equação.
a) 1 CaH2 + __ H2O  → __ Ca(OH)2 + 2 H2
b) __ CH2O + 1 O2  → __ CO2 + 1 H2O
c) __ C4H8O2 + __ O2  → 4 CO2 + __ H2O
d) ___ (NH4)3PO4 + 3 BaBr2  → 1 Ba3(PO4)2 + ___ NH4Br

Aula 19
Estequiometria
Se em uma reação química é conhecido a quantidade de reagente (ou reagentes) pode-se calcular a quantidade de produtos formados.

Se em uma reação química a quantidade de produto formado (ou produtos) é conhecida pode se calcular a quantidade de regentes consumidos.

Em geral, as reações químicas combinam proporções definidas de compostos químicos. Já que a matéria não pode ser criada ou destruída, a quantia de cada elemento deve ser a mesma antes, durante e após a reação, ou seja, a quantidade de produtos tem que ser iguais às quantidades de reagentes. E  a estequiometria é o cálculo da quantidade de reagentes e produtos da reação, baseado nas leis das reações químicas.

 

Regra geral para a estequiometria
1° Escrever a equação química do processo.

2° Fazer o balanceamento da  equação química.

3° Montar as proporções baseando-se nos dados e nas perguntas do problema.

4°Utilizar regras de três para chegar à resposta.

 

Exemplos

1) A reação de formação da água é:

– Qual a quantidade em grama de oxigênio e de hidrogênio necessário para se ter 72g de H2O?

 

1° Montar a reação química

2° Balancear a equação

 

3° montar as proporções

4° fazer regra de 3

Para se ter 72g de água será preciso reagir 8g de hidrogênio com 64g de Oxigênio.

Fonte: https://quimik.webnode.com.br

Aula 20
Semana 15/10
SITUAÇÃO DE APRENDIZAGEM 5   QUANTIDADE DE MATÉRIA E SUA UNIDADE (MOL)

Mol
É usado para relacionar a quantidades de matérias, de substâncias. Seu uso é comum para simplificar representações de proporções químicas e no cálculo de concentração de substâncias.

Podemos fazer uma analogia com a “dúzia” que também é utilizada para descrever quantidades.

Exemplo:

Se eu falar que tenho uma dúzia de balas, eu terei 12 balas. Com o mol é a mesma idéia só que o valor não será 12(doze), mas uma quantidade de 6,022×1023 do que estiver sendo relacionado.

Simplificando
1 dúzia = 12 quantidades
1mol  = 6,022x1023quantidades
Então Se em vez de eu dizer que tenho uma dúzia de balas eu falar que tenho 1(um) mol de bala, quer dizer que eu tenho 6,022×1023 balas,Para se calcular a quantidade de mol de uma molécula usa-se a seguinte formula:

 

Exemplos:

1) Tenho 60g de água (H2O), qual a quantidade de mols?

Primeiramente tem que se calcular a massa molecular da água:

H = 1u

O = 16u

Então a massa molecular vai ser: 2x(1u) + (16u) = 18u

Colocando esse valor na formula, teremos:

Massa molar
Está relacionada com a constante de Avogadro, e o seu valor numérico é o mesmo que a massa molecular, mas a unidade passa a ser gramas por mol (g/mol).

Exemplo:

1) A massa molecular da glicose (C6H12O6) é de 179,04u, qual é a sua massa molar?

Como a massa molar e a molecular tem o mesmo valor, o que vai mudar é a unidade, ou seja, a massa molar será de 179,04g/mol

Significa que para se ter 1 mol de glicose é preciso 179,04g.

Constante de Avogadro
Pela definição, pode-se concluir que 1 mol de qualquer elemento terá sempre o mesmo número de partículas. Esse número é denominado constante de Avogadro (NA) que, com aproximação de 4 dígitos, é igual a 6,022 1023 partículas por mol.

Exercícios
1) Em 72g de água qual a quantidade de mol?

2) Se tem 400g de NaOH qual é a quantidade de mol?

3) Sabe-se que a massa atômica de um elemento Z é igual a 240 u e sua se tem 38,4 g deste elemento, então qual será a quantidade de mol?
a) (  ) 0,166
b) (  ) 0,10
c) (  ) 16
d) (  ) 0,16
e) (  ) 166

4) uma dúzia corresponde a 12 unidades e 1 Mol corresponde á:
a) (  ) 1000000 unidades
b) (  ) 6,023 x1023 unidades
c) (  ) 6,023×1063 unidades
d) (  ) 8,023×1023 unidades

Aula 20
Semana 15/10
SITUAÇÃO DE APRENDIZAGEM 6
PREVISÃO DAS QUANTIDADES DE REAGENTES E DE
PRODUTOS NAS TRANSFORMAÇÕES QUÍMICAS

Nesta Situação de Aprendizagem, você terá condições de prever, nas transformações químicas,
as quantidades de reagentes a ser utilizadas e as de produtos a ser obtidas. Nas indústrias, esse cálculo
é essencial para não haver desperdício de matéria-prima e para prever quanto será produzido
na transformação.
Atividade 1 – Prevendo quantidades envolvidas nas transformações químicas:
relação entre massa e quantidade de matéria
Exercícios em sala de aula
1. Observe a representação da combustão do gás hidrogênio (H2) e complete a tabela, indicando o
nome das substâncias e a quantidade de matéria, em mol, de cada uma delas.

2 H2(g) + O2(g) → 2 H2O(g)

Nome das substâncias

Quantidade de matéria em mol 2 mol

2. Observe novamente a equação anterior, considerando a proporção entre reagentes e produtos, e
responda:
a) Se pretendermos obter 8 mol de água, qual deverá ser a quantidade de matéria utilizada,
em mol, de gás hidrogênio? E a de gás oxigênio?
b)Ao utilizarmos 6 mol de gás hidrogênio, qual será a quantidade de matéria necessária,
em mol, de gás oxigênio? Que quantidade de matéria, em mol, de água será formada?

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bbraga

Sobre bbraga

Atuo como professor de química, em colégios e cursinhos pré-vestibulares. Ministro aulas de Processos Químicos Industrial, Química Ambiental, Corrosão, Química Geral, Matemática e Física. Escolaridade; Pós Graduação, FUNESP. Licenciatura Plena em Química, UMC. Técnico em Química, Liceu Brás Cubas. Cursos Extracurriculares; Curso Rotativo de química, SENAI. Operador de Processo Químico, SENAI. Curso de Proteção Radiológica, SENAI. Busco ministrar aulas dinâmicas e interativas com a utilização de Experimentos, Tecnologias de informação e Comunicação estreitando cada vez mais a relação do aluno com o cotidiano.

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