Video Aulas de Química

Explicação de Ácidos e Bases:

 

 

 

Explicação de PH e POH de um solução:

 

Explicação de Equílibrio:

 

  

 

Explicação de Introdução a Reação Orgânica:

Isomeria Geométrica e Óptica:

 Bons Estudos!!!!

Prof_Robson

TD de Química - Colégio Essencial

COMUNICADO  URGENTE, PARA TODOS OS ALUNOS!!!!!

           OS LINKS DOS TD´S QUE ESTÃO BAIXO TERÃO UMA PONTUAÇÃO EXTRA.

          CLIC NA SÉRIE CORRESPONDENTE A SUA, RESPONDA AS QUESTÕES, LOGO ABAIXO DE TODAS AS QUESTÕES DÊ SUA OPINIÃO SOBRE O BLOG E OS TD´S ON-LINE. O BLOG É DE VOCÊS.

BONS ESTUDOS !!!!

SÉRIES:

• TD DE QUÍMICA 9° ANO - MANHÃ - QUÍMICA GERAL
• TD DE QUÍMICA 1° ANO - MANHÃ - QUÍMICA GERAL
• TD DE QUÍMICA 1° ANO - TARDE - QUÍMICA GERAL
• TD DE QUÍMICA 2° ANO - MANHÃ - QUÍMICA 1
• TD DE QUÍMICA 2° ANO - TARDE - QUÍMICA 2

Agenda Essencial (9°Ano - Manhã)

Dia:25/01/13     (Disciplina: Química)

Assuntos: 

• Da Alquimia á Química Moderna;
• Química - definições e Classificações;
• Mátodo Científico;
• Uma breve História da Química - Alquimia á Química Moderna; 

Atividade:

• Atvidades Propostas - Pág. 14 á 15 (Questões - 01 á 06)
• Mergulhando Fundo - Pág. 15  (Questão - 01) 

Obs: Resposta no caderno.  

**** 

Dia:01/02/13     (Disciplina: Química)

Assuntos: 

•  Matéria e Energia
• Conceitos fundamentais
• Sistema
• Relação entre matéria e energia 

Atividade:

• Leitura das Propriedades da Matéria.
• Pág. 24 á 34  

****

Dia:08/02/13     (Disciplina: Química)

Assuntos: 

• Propriedades da Matéria;
• Gerais;
• Funcionais;
• Específicas;
• Estado de agregação;
• Transformação da Matéria; 

Atividade:

• Atvidades Propostas - Pág. 46 á 49 (Questões - 01 á 07)
• Testando seu conhecimento - Pág. 44 á 46 (Questão - 01 á 08) 

Obs: Resposta no caderno. 

 ****

Dia:15/02/13     (Disciplina: Química)

Assuntos: 

• Cap.03
• Misturas Homogênias e Heterogênias;
• Alotropia
• Azeotrópica e Eutética;
• Processo de separação    

Atividade:

• Atvidades Propostas - Pág. 71 á 74 (Questões - 01 á 10), para casa.
• Testando seu Conhecimento - Pág. 69 á 71  (Questões - 01 á 06), em sala

Obs: Resposta no caderno.  

****

Dia:22/02/13     (Disciplina: Química)

Assuntos: 

• Esta aula será uma aula para tirar dúvidas;
• Resolução de questões do Cap. 02, 03. 

Atividade em sala:

• TD de Química - Este TD será entregue no dia da Aula.

 Atividade para Casa:

• Colocarei no blog um TD On-line para todos resolverem.

GRANDEZAS QUÍMICAS

O que são Grandezas?

Grandeza pode ser definida como tudo aquilo que pode ser medido, por exemplo:

ü     tempo → segundos, minutos, horas, dias, etc.

ü     volume → litros, metros cúbicos, mililitros, etc.

ü     massa → gramas, toneladas, quilogramas, etc.

A medida de uma grandeza é feita em comparação com uma grandeza padrão convenientemente escolhida. Desta forma, a medida de massa de um corpo é feita comparando-se a massa de um determinado corpo com a massa de um padrão adequadamente selecionado.

Dependendo da quantidade de matéria utilizamos uma determinada grandeza para medir a sua massa, por exemplo:

Matéria	Grandeza utilizada para medir a massa
comprimido	mg
pessoa	Kg
automóvel	ton

Introdução a Grandezas Químicas

        Grandezas químicas estão relacionadas com massa, volume, número de átomos, número de moléculas, número de íons e, principalmente, quantidades expressas em mols. Dois importantes químicos estabelecerão leis que explicam e detalham essas relações.

ü    Lei de Lavoisier ou Lei da Conservação das Massas:

Para Lavoisier (1743 - 1794), a massa antes e depois da reação permanece a mesma: "A massa total dos reagentes é igual à massa dos produtos".

Reagentes a Produtos

mR = mP

ü    Lei de Proust ou Lei das Proporções Constantes:

Para Proust (1754 - 1826), uma substância pura, qualquer que seja sua origem, apresenta sempre a mesma proporção em massa. Assim, se obtendo água pura de vários locais diferentes e, por eletrólise, decompô-las e medirmos a massa dos produtos formados, notaríamos que existe uma constância entre as massas dos participantes da reação:

H2O à

H2 +

O2

Tipos de grandezas existentes na Química:

ü     Unidade de Massa Atômica (U)

ü     Massa Atômica (MA)

ü     Massa Molecular (MM)

ü     Constante de Avogadro (N)

ü     Quantidade de Matéria ou Quantidade em Mols (n)

E para medir a massa de um átomo ou uma molécula, qual será a grandeza utilizada?

·        Unidade de Massa Atômica (U)

Átomos individuais são muito pequenos para serem vistos e muito menos pesados. Porém, é possível determinar as massas relativas de átomos diferentes, isto é, podemos determinar a massa de um átomo comparando com um átomo de outro elemento utilizado como padrão.

Em 1961, na Conferência da União Internacional de Química Pura e Aplicada (IUPAC), adotou-se como padrão de massas atômicas o isótopo 12 do elemento carbono (¹²C), ao qual se convencionou atribuir o valor exato de 12 unidades de massa atômica.

Uma unidade de massa atômica (1 u) corresponde desta forma a de massa de um átomo de isótopo 12 do carbono.

Portanto:

Obs.: O valor de 1 u é de 1,66 · 10^–24 g, o que corresponde aproximada-mente à massa de um próton ou de um nêutron.

 

·        Massa Atômica (MA)

Massa atômica é o número que indica quantas vezes a massa de um átomo de um determinado elemento é maior que 1u, ou seja, 1/12  do átomo de ¹²C.

Comparando-se a massa de um átomo de um determinado elemento com a unidade de massa atômica (1u), obtém-se a massa desse átomo.

Exemplo:

Quando dizemos que a massa atômica do átomo de ³²S é igual a 32 u, concluímos que:

– a massa atômica de um átomo de ³²S é igual a 32 u;

– a massa atômica de um átomo de ³²S é igual a 32 vezes a massa de 1/12 do átomo de C-12;

– a massa de um átomo de ³²S é igual a 2,7 vezes a massa de um átomo de C-12.

Massa Atômica de um Elemento 

A maioria dos elementos apresenta isótopos. O cloro, por exemplo, é constituído por uma mistura de 2 isótopos de massas atômicas, respectivamente, 35 e 37.

A massa atômica do cloro é dada pela média ponderada das massas isotópicas:

 Portanto:

Sendo assim, a massa atômica de um elemento hipotético A, constituído dos isótopos naturais A₁, A₂, ...., A_n, pode ser calculada por:

Exemplo:

Quando dizemos que a massa atômica do elemento cloro é 35,5 u, concluímos que:

– cada átomo do elemento cloro possui massa, em média, de 35,5 u;

– cada átomo do elemento cloro possui massa, em média, 35,5 vezes maior que da massa do C-12.

·        Massa Molecular (MM)

Os átomos reúnem-se para formar moléculas. A massa dessas moléculas é a soma das massas atômicas dos átomos constituintes.

Como as moléculas são formadas por um grupo de átomos ligados entre si, o padrão usado como base para relacionar as massas dessas moléculas é o mesmo usado para os átomos: a unidade de massa atômica (u).

Exemplo:

C₆H₁₂O₆ (C=12, H=1, O=16)

MM = 6 . 12 + 12 . 1 + 6 . 16

MM = 72 + 12 + 96

MM = 180 u

Significado:

Cada molécula de C₆H₁₂O₆ possui massa de 180 u, ou seja, 180 vezes maior que 1/12 do carbono-12.

Portanto: 

Massa Molecular é a soma das massas atômicas dos átomos que constituem a molécula.

ou ainda...

Vejamos outro exemplo:

Quando dizemos que a massa molecular da água H₂O é 18 u, concluímos que:

• a massa de uma molécula H₂O é igual a 18 u;

a massa de uma molécula H₂O é 18 vezes mais pesada que 1/12 do átomo de carbono-12;

• a massa de uma molécula de água é 1,5 vezes mais pesada que um átomo de C-12.

 

·        Constante de Avogadro (N)

Sejam as seguintes amostras: 12 g de carbono, 27 g de alumínio e 40 g de cálcio. Experimentalmente verifica-se que o número de átomos N, existentes em cada uma das amostras, é o mesmo, embora elas possuam massas diferentes. Porém, quantos átomos existem em cada uma dessas amostras? Várias experiências foram realizadas para determinar esse número conhecido como número de Avogadro (N) e o valor encontrado é igual a:                                                       6,02.10²³

Assim, o número de Avogadro é o número de átomos em x gramas de qualquer elemento, sendo x a massa atômica do elemento, portanto existem:

• 6,02 · 10²³ átomos de C em 12 g de C (MA_C = 12 u);

• 6,02 · 10²³ átomos de Al em 27 g de Al (MA_Al = 27 u);

• 6,02 · 10²³ átomos de Ca em 40 g de Ca (MA_Ca = 40 u).

·        Massa Molar (M)

Massa Molar de um Elemento

A massa molar de um elemento é a massa em gramas de 1 mol de átomos, ou seja, 6,02 · 10²³ átomos desse elemento. A massa molar de um elemento é numericamente igual à sua massa atômica expressa em gramas.

Exemplo:

Al (MA = 27 u)

 

b)  NaCl (Na = 23; Cl = 35,5)

MM = 1 · 23 + 1 · 35,5
MM = 23 + 35,5 = 58,5 u

Logo, ficamos com:

 

·        Quantidade de Matéria ou Quantidade em Mols (n)

Exemplos:

Quantos mols de átomos correspondem a 280 g de ferro? (Fe = 56 u)

Resolução: 

Concluímos, portanto, que estes cálculos podem ser generalizados pela fórmula:

n= _________m_________
              massa molar

Onde temos:

• n = quantidade em mols
• m = massa em gramas
• massa molar em gramas/mol

Ruptura de ligações

A ruptura de ligações entre átomos pode ocorrer de modo homogêneo ou heterogêneo.

Ruptura Homolítica: a molécula é separada de modo igual para os radicais resultantes, ou seja, é uma cisão de ligação sem perda nem ganho de elétrons.

Quando a quebra da ligação é feita igualmente, cada átomo fica com seu elétron original da ligação, dando origem aos chamados radicais livres.



Radical livre: átomo com elétron desemparelhado, cuja carga elétrica é neutra.

Ruptura Heterolítica: a quebra da ligação é feita de modo desigual, ficando o par eletrônico com apenas um dos átomos da ligação.



Observe que uma das espécies ganha elétrons e a outra perde (formação de íons).
Rompendo-se heteroliticamente a ligação entre carbono e bromo, teremos um carbocátion e um íon brometo (ânion). Neste caso, o elemento bromo, como sendo mais eletronegativo, leva consigo o par eletrônico.

Mas o que aconteceria se o par de elétrons ficasse com o Carbono? Isto ocorre quando há uma quebra heterolítica entre a ligação de carbono e hidrogênio:



O carbono fica com o par eletrônico e colabora para a formação de um carbânion e um íon H+ (próton).

Tipos de reações orgânicas

Uma reação orgânica pode ocorrer de diferentes maneiras, neste contexto você confere a Reação por Adição, Substituição e Eliminação.

Reação de Adição

Na reação por adição, a junção de duas ou mais moléculas originam unicamente um produto.
Exemplos:


Duas moléculas (cetaldeído e H₂) se juntam para formar o etanol (CH₃CH₂OH).



A molécula de eteno (C₂H₄) se une ao H₂ (gás hidrogênio) e dá origem ao produto etano (C₂H₆).

Reação de Substituição

Neste caso, um átomo ou grupo de átomos é substituído por um radical do outro reagente, ou seja, ocorre na molécula a troca de um ligante.



Repare que um hidrogênio da molécula de Metano foi substituído por um átomo de cloro, dando origem aos produtos cloro-metano e cloreto de hidrogênio.

Reação de Eliminação

Nesse tipo de reação ocorre a saída de ligantes de uma molécula sem que aconteça a substituição desses ligantes por outros.



A desidratação intramolecular de alcoóis é uma reação de Eliminação, onde os átomos na molécula do reagente orgânico (propanol) diminuem em razão da saída da molécula de água.

Agenda Essencial (9°Ano - Manhã)

Dia: 07/09/12     (Disciplina: Química)

Assuntos: 

 

Atividade para Casa: 

 

Fórmula Mínima ou Empírica

 Texto: Infor Escola

Profª Jennifer Fogaça

      Às vezes pode acontecer de a fórmula mínima ser igual à fórmula molecular do composto; no entanto, isso nem sempre é verdadeiro.

      Por exemplo, a fórmula empírica ou mínima da água é H₂O, indicando que há a proporção de 2:1 entre os elementos que formam as moléculas de água. E, coincidentemente, essa também é a fórmula molecular da água. Porém, para você ver que isso não ocorre sempre, observe os dois exemplos a seguir:

      Visto que a fórmula mínima é somente a relação dos átomos de cada elemento e não a quantidade real deles na fórmula molecular, pode ocorrer de compostos diferentes terem a mesma fórmula empírica e até mesmo a fórmula mínima de um composto pode ser igual à fórmula molecular de outro. Observe, no exemplo abaixo, como isso pode ocorrer:

     Veja que a fórmula mínima CH₂O é a mesma para todas as substâncias, isto é, essa fórmula mínima expressa que, em todos os casos, os átomos de carbono, hidrogênio e oxigênio estão presentes nas fórmulas moleculares em uma relação de 1:2:1. Além disso, o único que apresenta a fórmula molecular igual à fórmula empírica é o formaldeído.

• Cálculo da Fórmula Mínima ou Empírica:

     Para determinar a fórmula empírica de um composto é necessário saber primeiro qual é a sua fórmula percentual ou centesimal. Isso pode ser feito medindo a massa de cada elemento em 100g de uma amostra. O texto “Fórmula Percentual ou Centesimal” esclarece melhor esse assunto.

Por exemplo, digamos que a composição centesimal de determinado composto é dada por: 40,00% de C, 6,67% de H e 53,33% de O. Passamos esses valores para grama, considerando uma massa de 100 g de amostra do composto. Assim, temos: 40 g de C, 6,67 g de H e 53,33 g de O.

    Agora é necessário passar esses valores para a quantidade de matéria (mol). Fazemos isso dividindo cada um dos valores encontrados por suas respectivas massas molares:

C: 40/12 = 3,33

H: 6,67/1 = 6,67

O: 53,33/16 = 3,33

     Visto que os valores não são inteiros, usamos o seguinte artifício: dividimos todos os valores pelo menor deles, pois dessa maneira a proporção existente entre eles não é alterada.

Nesse caso, o menor valor é 3,33, de modo que o resultado será:

C: 3,33/3,33 = 1

H: 6,67/3,33 = 2

O: 3,33/3,33 = 1

     Assim, a fórmula mínima dessa substância desconhecida é igual a: C₁H₂O₁ ou CH₂O.

Resumidamente, os passos necessários para encontrar a fórmula empírica ou mínima de uma substância são:

Agenda Essencial (1°Ano - Manhã)

Dia:21/01/13     (Disciplina: Química)

Assuntos: 

• Introdução ao estudo da Química;
• Da pré História aos nossos dias;
• Os filósofos gregos Pré-socráticos;
• O reconhecimento da Atomística;
• Método cientifico .

Atividade para Casa: Para nota de trabalho

• Apostila Vol.I
• Atividade para Casa: Págs.10 á 11
• Questões:01 á 09

**** 

Dia:16/02/13     (Disciplina: Química)

Assuntos: 

• Leis Ponderais e atomísmo
• O cerário histórico
• A teoria Flogista 
• Lei da Conservação - Lavoisier
• Einstein Contradiz a Teoria de Lavoisier?
• Lei das proporções Fixas - Proust
• Lei das proorcões Múltiplas - Dalton   
  
  Atividade para Casa: Para nota de trabalho

• Apostila Vol.I
• Atividade para Casa: 
• Leitura das Leis de Richter e Gay-lussac

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Dia:19/02/13     (Disciplina: Química)

Assuntos: 

• Continuação do Cap. 04 
• Lei das proproções recíprocas (Richter-wendel-Berzilius)
• Lei Volumétrica (Gay-Lussac)  

Atividade em Sala: Para nota de trabalho

• Apostila Vol.I
• Pág. 56
• Atividade em sala
• Quetões 03 á 05 
• Atividade Proposta
• Questões:01 á 04

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Dia:21/02/13     (Disciplina: Química)

Assuntos: 

• Esta aula será uma aula para tirar dúvidas;
• Resolução de questões do Cap. 02, 03, 04 

Atividade em sala:

• TD de Química - Este TD será entregue no dia da Aula.

 Atividade para Casa:

• Colocarei no blog um TD On-line para todos resolverem.