Relatorio de quimica, 2021 APNP grupo -

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ANDRÉ KAIQUE SANTOS SILVA
GRACIELE DOS SANTOS SOUZA
JAIR GUSTAVO PEREIRA DE SOUSA
 KAIKE MATEUS DA SILVA OLIVEIRA.
RELATÓRIO DE QUÍMICA 
Senhor do Bonfim
2021
ANDRÉ KAIQUE SANTOS SILVA
GRACIELE DOS SANTOS SOUZA
JAIR GUSTAVO PEREIRA DE SOUSA
 KAIQUE MATEUS DA SILVA OLIVEIRA.
RELATÓRIO DE QUÍMICA 
Trabalho exigido pelo professor Domingos Malta como pré- requisito para para complementar nosso conhecimento sobre tais assuntos abordados do primeiro semestre do 2° ano em química
Senhor do Bonfim 
2021
Sumário 
· CAPA……………………………………………………………………………1
· FOLHA DE ROSTO……………………………………………………………2
· INTRODUÇÃO …………………………………………………………………4
· Qual é a relação entre Mol e Número Avogadro………………………...5
· Qual é a relação entre Mol e Massa molar…………….…………………7
· O que é Massa atômica………………………………………………………9
· Massa molecular………………………………………………………………11
· Como calcular o número de oxidação de fórmulas químicas………..12
· O que é Número de valência dos átomos……………………………....,16
· O que é Número de valência dos átomos……………………..…………16
· O que é Número de oxidação ou NOX dos átomos………….…………18
· Balanceamento por tentativa……………………………….………………21
· Proporções e regra de três simples e composta…………….…………23
· Sistema SI e Notação Científica……………………………….…………..25
· Notação científica ……………………………………………………………26
· O'Que é redução………………………………………………………………27
· O'Que é agente redutor ….……………….…………………………………28
· Referências bibliográficas ….……………….…………………………….35
INTRODUÇÃO 
O mol é a quantidade de matéria de um sistema que contém tantas entidades elementares quantos são os átomos contidos em 0,012 kg (12 g) de carbono-12.É impossível medir em uma balança convencional a massa dessas entidades isoladas. Para se ter uma ideia, a menor partícula visível em um microscópio comum contém mais de dez bilhões de átomos!
Nesse relatório iremos abortar os tópicos dos seguintes assuntos: mol, massa molecular e molar e balanceamento de reações químicas e os tópicos de cada assunto.
 
 
- Qual é a relação entre Mol e Número de Avogadro?
 
Qual a relação que existe entre 1 mol e o número de Avogadro? Comecemos definindo o que é mol:
 
O mol é a quantidade de matéria de um sistema que contém tantas entidades elementares quanto são os átomos contidos em 0,012 quilogramas de carbono 12.
 
Mas o que é carbono 12? 12C é o isótopo do elemento carbono com 6 prótons, 6 nêutrons e 6 elétrons, ele tem um papel muito importante na Química. O Carbono 12 foi escolhido como padrão de referência para a medida das massas atômicas porque é o mais abundante de todos os isótopos do elemento carbono, ocorre na natureza na porcentagem relativa de 98,94%. Outros isótopos do carbono como o 13C e 14C são encontrados em menores quantidades.
 
Voltemos à pergunta inicial: a relação entre mol e número de Avogadro. O número de entidades elementares contidas em 1 mol correspondem à constante de Avogadro, cujo valor é 6,02 x 1023 mol-1. Esta comparação foi estipulada porque 1 mol coincide com o número de Avogadro.
 
Sendo assim ficou definido que 1 mol de átomos é igual a 6,02 x 1023 , e 1 mol contém 12 gramas (equivalente ao 12C).
 
1 mol = 6,02 x 1023 = 12 gramas
 
Estudando este conteúdo pode surgir uma dúvida: de onde vem o número de Avogadro?
 
É proveniente dos estudos de Amedeo Avogadro (1786-1856), este cientista estudava os gases quando enunciou uma hipótese, mais tarde suas pesquisas foram reconhecidas e surgiu então a constante de Avogadro, em sua homenagem.
 
Agora um exemplo do cálculo da quantidade de átomos baseado na constante de Avogadro:
 
Como calcular a quantidade de átomos em 50 gramas de Sódio (Na)?
 
Massa atômica do Sódio = 23 g (gramas)
Estabelecendo uma relação com o número de Avogadro temos:
 
1 mol de Na = 23 g = 6,02 x 1023
 
Pela regra de três teremos:
 
Em 23 g (Na) têm-se 6,02 x 1023 átomos
Então em 50 g teremos X átomos
 
Calculando:
 
23 — 6,02 x 1023
50 — X
 
X = 50 • 6,02 x 1023
 23
 
X = 13,08 x 1023 átomos de Sódio (Na)
- Qual é a relação entre Mol e Massa molar?
 
Componentes que mensuram a unidade dentro da química
 
Mol e massa molar são dois componentes que estão ligados entre si, pois ambos estão associados ao número constante de Avogadro.
 
A constante de Avogadro foi atribuída como um unidade mensurável dentro da química. A quantidade de átomos, fórmulas, moléculas, elétrons e íons não são valores que podem ser colocados na balança. Isso porque são tão minúsculos que se torna impossível mensurá-los. Para que os químicos pudessem trabalhar foi atribuído a 1 mol o valor de 6 x 10²³ entidades por mol.
 
A constante de Avogadro parte do seguinte princípio: "volumes iguais de dois gases quaisquer nas mesmas condições de pressão e temperatura contêm o mesmo número de moléculas de gás."
 
Dessa forma, a massa molar terá o valor igual a constante de Avogadro que será mensurada em gramas em mol (g/mol), considerando a constante de Avogadro que tem o valor de 6,02 x 10²³. Isto é, a mossa molar é definida em gramas presentes em 6,02x10²³ elementares que corresponde a um mol.
 
Conceito de Mol
 
Mol é uma palavra que vem do latim “mole”, que significa “porção”, “monte”, “amontoado”, “quantidade”. Essa quantidade tem sempre 6,02x10²³ unidade, que pode ser arredondando para 6x10²³.
 
A unidade de mol se refere ao número de moléculas, íons e átomos, segundo os químicos. E é usado para calcular a quantidade de matéria. A definição de mol é feita como sendo a quantidade de matéria de um sistema que possuem tantas entidades elementares, assim quanto átomos presente em 0,012 kg de carbono 12.
 
Cuidado: mol é uma quantidade e não uma unidade de medida. Um mol sempre será 6,02x10²³ entidades.
 
Conceito de Massa Molar
 
Massa molar é associada a um mol de substância. Ou seja, a massa molar é representada pela unidade da massa em grama por um mol, que terá a medida de g/mol. Também está relacionada à massa atômica, pois o número de massa molar é proporcional aos valores das massas atômicas dos elementos químicos da tabela periódica.
 
Massa molar relaciona-se com molécula. Molécula é a “porção” de átomos que através de ligações químicas fazem ligações entre si.
 
Exemplificando:
 
Pega-se o elemento químico oxigênio (O), sua massa atômica é de 16u.m.a. Dessa forma, a massa molar do oxigênio também é de 16 g/mol.
 
Mas, cuidado! Lembre-se que a massa molar é representada por grama em mol, não em "u" e não devem ser confundidas por terem o mesmo valor.
 
 
- O que é Massa molecular?
 
“Massa molecular” é um termo usado exatamente para referir-se à massa de uma molécula, ou seja, de espécies químicas eletricamente neutras em que os átomos estão ligados por meio de ligações covalentes (com compartilhamento de elétrons). No entanto, esse termo muitas vezes é usado também para referir-se à massa de fórmulas unitárias de espécies formadas por meio de ligações iônicas (com transferência definitiva de elétrons). Nesses casos, porém, o mais correto é usar o termo “massa-fórmula” no lugar de “massa molecular”.
 
Em ambos os casos, trata-se da soma das massas atômicas dos elementos que compõem a espécie química.
 
Por exemplo, a massa molecular da molécula de monóxido de carbono (CO) é obtida somando-se a massa atômica de um carbono com a massa atômica de um oxigênio.
 
Mas o que é a massa atômica?
 
O texto Massa Atômica explica que essa grandeza é determinada experimentalmente e ela corresponde à massa do átomo comparada com um doze avos (1/12) da massa de um átomo de carbono 12, e a unidade adotada é o “u” (unidade de massa atômica).
 
Convencionou-se que 1/12 da massa de 1 átomo de carbono doze é igual a 1 u (1,66 . 10-24 g). Assim, quando dizemos que a massa atômica do oxigênio é 16 u, isso quer dizer que sua massa é 16 vezes maior que 1/12 da massa do 12C.
 
Portanto, a massa molecular também indica quantas vezes a massa da espécie química é maior que 1/12 da massa do isótopo do carbono-12.
 
Visto que a massa atômica dos elementosé determinada experimentalmente, ela aparece na Tabela Periódica para cada elemento químico, como mostrado na figura a seguir:
Assim, basta consultar a Tabela Periódica quando quisermos calcular a massa molecular de alguma substância.
 
Por exemplo, no caso da molécula de CO, sua massa molecular é igual a:
 
MM (CO) = (massa atômica do C) + (massa atômica do O)
MM (CO) = (12 + 16) u
MM (CO) = 28 u
 
Geralmente, para cálculos estequiométricos, utiliza-se a unidade em gramas. Assim, temos que a massa molecular do CO pode ser dada por 28 g/mol.
 
Bem fácil, não é mesmo?!
Mas se a molécula possui mais de um átomo de cada elemento, é necessário multiplicar a massa atômica de tal elemento pela quantidade de átomos que aparecem na fórmula. Veja alguns exemplos:
 
MM (H2O) = (2 . 1 u) + (16 u)
M (H2O) = 18 u
 
MM(H2SO4) = (2 . 1 u) (32 u) + (4 . 16 u)
M (H2SO4) = 98 u
 
MM (C2H6)= (2 . 12) + (6 . 1)
MM (C2H6)= 30 u
 
MM (C12H22O11)= (12 . 12) + (22 . 1) + (11 . 16)
MM (C12H22O11)= 342 u
 
Veja como isso é feito para uma fórmula que possui parênteses, lembrando que o índice vale para todos os elementos que estão dentro dos parênteses. Os elementos devem ser multiplicados pelos seus respectivos índices:
 
MM (Al2(SO4)3) = Temos 2 Al, 3 S (porque o índice fora dos parênteses vale para ele também) e 12 O (porque multiplicamos os índices de fora dos parênteses pelo índice de dentro (4 . 3))
MM (Al2(SO4)3) = (2 . 27) + (3 . 32) + (12 .16)
MM (Al2(SO4)3) = 54 +96 + 192
MM (Al2(SO4)3 ) = 342 u
 
No caso de moléculas hidratadas, calcula-se separadamente a massa molecular da molécula e da água para depois somá-las, levando em consideração a quantidade de moléculas de água. Veja como isso é feito:
 
MM (CuSO4 . 5 H2O) = Cu S O4 . 5 H2O
MM (CuSO4 . 5 H2O) = (1 . 63,5) + (1 . 32) + (4.16) + 5 (1 . 2 + 1 . 16)
MM (CuSO4 . 5 H2O) = (63,5 + 32 + 64) + (5 . 18)
MM (CuSO4 . 5 H2O) = 159,5 + 90
MM (CuSO4 . 5 H2O) = 249,5 u
 
 
 
- O que é Massa atômica?
 
A massa atômica, como o próprio nome sugere, é a massa de um átomo, sendo simbolizada geralmente por “ma” ou “MA”. Porém, visto que o átomo é uma entidade extremamente pequena, invisível aos olhos humanos, não é possível medir sua massa por meio de balanças, por exemplo. Assim, os cientistas determinaram a massa dos átomos por meio de comparações com as massas de outros átomos.
 
Isso é feito com as outras unidades também. Por exemplo, a unidade de massa é o quilograma-padrão, que corresponde a um cilindro de 3,917 cm de altura e de diâmetro, feito de 10% de irídio e 90% de platina. Assim, ele serve de comparação. Por exemplo, se “pesamos” um objeto em uma balança e descobrimos que sua massa é 10 kg, isso significa que sua massa é 10 vezes maior que o padrão escolhido: 1 kg.
 
O mesmo é aplicado aos átomos. O padrão escolhido foi o carbono-12, sendo que foi atribuída arbitrariamente a esse átomo a massa de 12 u. O “u” é a unidade de massa atômica e equivale, portanto, a 1/12 da massa de um átomo de carbono.
 
Por exemplo, quando dizemos que a massa atômica do hidrogênio é igual a 1 u, quer dizer que é como se dividíssemos o carbono em 12 partes, sendo que a massa de uma dessas partes é equivalente à massa do átomo de hidrogênio. Outro exemplo é o enxofre, sua massa atômica é 32 u, o que significa que sua massa é 32 vezes maior que 1/12 da massa do 12C.
 
1 u = 1/12 da massa de 1 átomo de carbono 12
 
 
A massa molecular das substâncias é a soma das massas atômicas dos elementos. Por exemplo, a massa atômica do oxigênio é igual a 16 u, assim a massa molecular da molécula do gás oxigênio (O2) é igual a 32u.
 
Visto que atualmente as técnicas laboratoriais estão bem avançadas, existem aparelhos que medem com precisão a massa atômica dos elementos, como o espectrômetro em massa. Assim, é possível saber que 1 u é igual a 1,66054 . 10-24 g.
 
 
- O que é Número de valência dos átomos?
 
Denomina-se de camada de valência o nível mais externo que um átomo apresenta. Nela estão contidos os elétrons mais distantes do núcleo do átomo, ou seja, aqueles que menos sofrem a atração dos prótons (situados no interior do núcleo).
 
De acordo com Niels Bohr, um átomo pode apresentar até sete níveis (representados pelas letras K, L, M, N, O, P, Q), sendo a camada de valência o último nível. Assim, para um átomo que apresenta os níveis K, L e M, o nível M é a camada de valência.
 
Para determinar a camada de valência de um átomo, há duas maneiras:
 
Realizar a distribuição eletrônica do átomo;
 
Conhecer o período e a família do elemento químico na Tabela Periódica.
 
Determinação da camada de valência com distribuição eletrônica
 
Podemos determinar a camada de valência de um átomo utilizando o número de elétrons para realizar a distribuição eletrônica no diagrama de Linus Pauling.
 
 
 
Ordem de energia ou distribuição no diagrama de Linus Pauling
Ordem de energia ou distribuição no diagrama de Linus Pauling
 
A última camada obtida na distribuição eletrônica do átomo sempre será a camada de valência, como podemos observar nas distribuições abaixo:
 
Exemplo 1: Elemento químico telúrio (52Te)
 
 
 
Na distribuição eletrônica do telúrio, temos que sua camada de valência é a quinta, pois é o nível mais distante do núcleo desse átomo. Nela temos a presença de 6 elétrons (dois estão no subnível s e quatro estão no subnível p).
 
Exemplo 2: Elemento químico ouro (79Au)
 
 
 
 
Na distribuição eletrônica do ouro, temos que sua camada de valência é a sexta. Nela temos a presença de dois elétrons (os dois estão no subnível s).
 
Exemplo 3: Elemento químico térbio (65Tb)
 
 
 
 
 
Na distribuição eletrônica do térbio, temos que sua camada de valência é a sexta. Nela temos a presença de dois elétrons (os dois estão no subnível s).
 
Determinação da camada de valência com Tabela Periódica
 
A determinação da camada de valência dos átomos de um elemento químico por meio da Tabela Periódica está relacionada com o conhecimento do período e da família do elemento.
 
a) Período
 
Conhecendo o período (coluna horizontal) que o elemento químico ocupa na Tabela Periódica, automaticamente conhecemos sua camada de valência. Veja alguns exemplos:
 
Exemplo 1: Elemento químico arsênio (As)
 
O arsênio está localizado no quarto período da Tabela, logo, seus átomos apresentam quatro níveis, sendo a camada de valência o quarto nível (nível N).
 
Exemplo 2: Elemento químico califórnio (Cf)
 
O califórnio está localizado no sétimo período da Tabela Periódica, logo, seus átomos apresentam sete níveis, sendo a camada de valência o sétimo nível (nível Q).
 
Exemplo 3: Elemento químico lítio (Lítio)
 
O lítio está localizado no segundo período da Tabela Periódica, logo, seus átomos apresentam dois níveis, sendo a camada de valência o segundo nível (nível L).
 
b) Famílias
 
Saber localizar a família de um elemento é importante para que possamos determinar o número de elétrons presente na camada de valência. Para tal, basta utilizar a seguinte relação:
 
Para elementos das famílias A
 
O número da família sempre indicará a quantidade de elétrons na camada de valência. Esses elétrons estão presentes nos subníveis s e p de acordo com o número da família.
 
Exemplo 1: Elemento químico Tálio (Ta)
 
O tálio está localizado na família IIIA, por isso, na camada de valência, existem três elétrons (estando dois no subnível s e um no subnível p)
 
Exemplo 2: Elemento químico argônio (Ar)
 
O argônio está localizado na família VIIIA, por isso, na camada de valência de seus átomos, existem oito elétrons (estando dois no subnível s e seis no subnível p)
 
OBS.: O único elemento químico da família A que foge à regra exposta acima é o hélio, já que ele está na família VIIIA, mas seus átomos apresentam apenas dois elétrons na camada de valência.
 
Para elementos das famílias B
 
Qualquer elemento químico localizado na família B apresentará dois elétrons na camada de valência, estando eles presentes no subnível s, independentemente do seu número atômico.
 
Exemplo 1: Elemento químico tungstênio (W)O tungstênio está localizado na família VIB, por isso, na camada de valência de seus átomos, existem dois elétrons (no subnível s).
 
Exemplo 2: Elemento químico férmio (Fm)
 
O férmio está localizado na família IIIB, por isso, na camada de valência de seus átomos, existem dois elétrons (no subnível s).
 
 
-O que é Número de oxidação ou NOX dos átomos?
 
 
Número de oxidação (Nox)
 
O número de oxidação (nox / Nox) corresponde a carga elétrica real do íon, ou seja, é o número de elétrons que o átomo realmente perdeu ou ganhou durante uma reação química.
 
Isso ocorre durante as reações de oxirredução, as quais envolvem a transferência de elétrons entre átomos, íons ou moléculas. Um exemplo de reação desse tipo é a combustão.
 
Desse modo, temos dois conceitos diferentes para oxidação e redução:
 
Oxidação: perda de elétrons e aumento do número de oxidação.
Redução: ganho de elétrons e redução do número de oxidação.
O elementos tendem a ganhar, compartilhar ou perder elétrons com o objetivo de se tornarem estáveis, ou seja, apresentar oito elétrons na camada de valência.
 
O conceito de número de oxidação possui relação com a eletronegatividade, ou seja, a tendência que o átomo do elemento apresenta para atrair elétrons quando ligado a outro átomo. Por exemplo, os metais são pouco eletronegativos, enquanto os ametais são bastante eletronegativos.
 
- Como calcular o número de oxidação de fórmulas químicas?
 
Como determinar o Número de Oxidação?
 
O número de oxidação varia conforme cada elemento químico. Para descobrir o número de oxidação de um elemento químico, existe um conjunto de regras que devem ser seguidas:
 
1. Nox de substâncias simples
O Nox de cada átomo em uma substância simples é sempre igual a zero. Isso ocorre porque não existe diferença de eletronegatividade entre os elementos.
 
Exemplos: Fe, Zn, Au, H2, O2. Todos esses elementos possuem nox igual a 0.
 
2. Nox de íons monoatômicos
O número de oxidação de um íon monoatômico é sempre igual à sua própria carga. Exemplos:
 
K+ = + 1
F- = - 1
N-3 = - 3
 
3. Nox de íons compostos
 
Em íons compostos a soma dos Nox dos elementos que compõem o íon é sempre igual à sua carga.
 
A soma dos Nox de todos os átomos constituintes de um composto iônico ou molecular é sempre zero.
 
No caso do hidrogênio em seus compostos, o número de oxidação é sempre +1, exceto quando ocorrem hidretos metálicos, onde o nox é -1.
 
No caso do oxigênio em seus compostos, o número de oxidação é -2. A exceção ocorre com o fluoreto de oxigênio (OF2), no qual o nox é +2, e nos peróxidos, onde o nox é -1.
 
4. Elementos com nox fixo
Alguns elementos apresentam Nox fixo nos compostos em que fazem parte.
 
Família / Elementos​​​​​​Nox
Metais alcalinos (1A) e prata (Ag)​​​​​+1
Metais alcalinos terrosos (2A) e zinco (Zn)​​​+2
Alumínio (Al)​​​​​​​​+3
Flúor (F)​​​​​​​​-1
- Como fazer o Balanceamento de reações químicas pelo método de tentativa?
 
Balanceamento por tentativa 
Esse método consiste na escolha arbitrária dos coeficientes estequiométricos até que se igualem as quantidades dos átomos de reagentes e produtos.
Para esse método, podemos seguir um roteiro que pode facilitar o balanceamento. Começamos acertando os coeficientes dos metais; depois, dos ametais; em seguida, o hidrogênio e, por último, o oxigênio.
Vamos aos exemplos:
1) Mg + HCl → MgCl2 + H2
Seguindo a regra proposta acima, iniciaremos o balanceamento pelo Mg. Note que sua quantidade, tanto nos reagentes quando nos produtos, é 1. Em seguida, a quantidade de cloro nos reagentes é 1 e, nos produtos, é 2. Então devemos multiplicar o HCl por 2 para igualar as quantidades.
Mg + 2 HCl → MgCl2 + H2
Em relação ao hidrogênio, quando adicionamos o coeficiente ao HCl, acabamos balanceando as quantidades de átomos de hidrogênio, ficando com 2 em cada membro. A equação fica corretamente balanceada da seguinte forma: Mg + 2 HCl → MgCl2 + H2.
2) Al2O3 + HCl → AlCl3 + H2O
Iniciamos o balanceamento pelo Al, multiplicando o AlCl3 por 2 para igualar as quantidades.
Al2O3 + HCl → 2 AlCl3 + H2O
Em seguida, balanceamos o Cl. Note que temos apenas 1 cloro nos reagentes e 6 nos produtos. Para que fique balanceada a quantidade de Cl, devemos multiplicar o HCl por 6.
Al2O3 + 6 HCl → 2 AlCl3 + H2O
O próximo átomo a ser balanceado é o hidrogênio. Nos reagentes, temos 6 H e, nos produtos, 2 H. Atribuindo coeficiente 3 ao H2O, teremos 6 H também no segundo membro. Com isso, a quantidade de oxigênio também ficará igual nos dois membros, e a equação devidamente balanceada é a seguinte:
Al2O3 + 6 HCl → 2 AlCl3 + 3 H2O
 
Considerando-se a equação química não balanceada
Mg + HCl → MgCl2 + H2
e admitindo-se, num balanceamento, o coeficiente 6 (seis) para cada produto, o coeficiente de cada reagente será, respectivamente:
a) 3 e 6.
b) 6 e 6.
c) 6 e 12.
d) 12 e 6.
e) 12 e 12.
 
Considere as equações:
I - Al2O3 + HCl → AlCl3 + H2O
II - SO2 + NaOH → Na2SO3 + H2O
III - BaO4 + HNO3 → Ba(NO3)2 + H2O2 + O2
A sequência correta dos coeficientes dos reagentes e produtos necessários para o balanceamento estequiométrico dessas equações é:
 I II III
a) 6,3,3,2 / 1,2,1,1 / 2,1,2,2,2
b) 1,6,2,3 / 2,1,1,1 / 1,1,2,1,1
c) 1,3,3,2 / 2,1,2,2 / 1, 2,1,1,1
d) 6,1,2,3 / 2,1,2,2 / 2,1,2,2,2
e) 1,6,2,3 / 1,2,1,1 / 1, 2,1,1,1
 
Relacione abaixo os coeficientes (Coluna B) que tornam as equações químicas (Coluna A) corretamente balanceadas:
Coluna A: Coluna B:
I - C8H18 + O2 → CO2+ H2O A- 2, 3, 2
II - C4H10O + O2 → CO2 + H2O B- 3, 2, 1, 3
III - Al + Cl2 → AlCl3 C- 1, 6, 4, 5
IV - N2H4 + N2O4 → N2 + H2O D- 1, 25/2, 8, 9
V - CaO + H3PO4 → Ca3(PO4)2 + H2O E- 2, 1, 3, 4
A relação correta é dada por:
a) I-D, II-C, III-A, IV-E, V-B.
b) I-B, II-E, III-A, IV-C, V-D.
c) I-A, II-B, III-C, IV-D, V-E.
d) I-E, II-D, III-C, IV-B, V-A.
e) I-D, II-C, III-A, IV-B, V-E.
 
 
Qual das equações abaixo está balanceada de forma incorreta:
a) 1 KClO4 → 1 KCl+ 2 O2
b) 2 Fe + 3 H2SO4 → 1 Fe2(SO4)3 + 6 H2
c) 1 C12H22O11 → 12 C + 11 H2O
d) 2 C2H4O + 5 O2 → 4 CO2 + 4 H2O
e) 2 NaHCO3 → 1 Na2CO3 + 1 CO2 + 1 H2O
 
 
 
 
 
- Como fazer o Balanceamento de reações químicas pelo método M.A.C.H.O?
 
A soma das substâncias reagentes
Pela lei de Lavoisier, “A soma das massas das substâncias reagentes é igual à soma das massas dos produtos da reação”, logo, o número de átomos presentes, em uma reação, nos reagentes deve ser igual à quantidade de átomos presentes nos produtos.
A seguinte reação indica a síntese da amônia:
H2 + N2→NH3
Essa reação diz que uma molécula de hidrogênio reage com uma molécula de nitrogênio para formar uma molécula de amônia. Entretanto, essa expressão contraria a lei de conservação das massas, pois podemos observar que antes da reação há 2 átomos de hidrogênio e no produto existem 3. Nesse caso, a equação deve ser balanceada para indicar a conservação dos átomos, que é o verificado experimentalmente. A equação, escrita corretamente, que representa a reação de síntese da amônia é:
3H2 + N2→2NH3
Três moléculas de hidrogênio reagem com uma molécula de nitrogênio para formar duas moléculas de amônia.
Método das Tentativas
Para fazer o acerto dos coeficientes das reações químicas, utilizamos o método das tentativas, que consiste apenas em contar o número de átomos dos reagentes e dos produtos.
Para facilitar, podemos começar acertando os metais. Em seguida os ametais, depois oxigênio e por último o hidrogênio.
Nesta ordem:
• 1º Metais
• 2º Ametais
• 3º Carbono
• 4º Hidrogênio
• 5º Oxigênio
Lembrete: MACHO – Iniciais
A decomposição térmica de 1 mol de dicromato de amônio é representada pela equação:
(NH4)2Cr2O7 à N2 + CrxOy + z H2O
Os valores de x, y e z são, respectivamente:
a) 2, 3 e 4
b) 2, 7 e 4
c) 2, 7 e 8
d) 3, 2 e 4
e) 3, 2 e 8
2. (Mackenzie) Das equações abaixo, estão balanceadas incorretamente:
I. NH3+HCl→NH4Cl
II. BaCl2+H2SO4→HCl+BaSO4
III. C2H6O+O2→CO2+H2OIV. N2+H2→NH3
a) Somente I e II.
b) Somente I e III.
c) Somente II e IV.
d) Somente II, III e IV.
e) Todas.
3. (UEPA) Considerando-se a equação química não balanceada
 Mg + HCl → MgCl2 + H2
E admitindo-se, num balanceamento das equações físicas, o coeficiente 6 (seis) para cada produto, o coeficiente de cada reagente será, respectivamente:
a) 3 e 6.
b) 6 e 6.
c) 6 e 12.
d) 12 e 6.
e) 12 e 12.
 
 
 
 
- O que é Número de oxidação ou NOX dos átomos?
 
O número de oxidação (NOX) de um elemento é a carga elétrica que ele adquire quando faz uma ligação iônica ou o caráter parcial (δ) que ele adquire quando faz uma ligação predominantemente covalente.
Isso significa que corresponde à tendência de um átomo de atrair os elétrons envolvidos nas ligações que realiza. Por isso, a maioria dos elementos químicos apresenta diversos números de oxidação, dependendo do composto que ele está formando.
No entanto, existem alguns elementos, que normalmente são os mais eletropositivos ou mais eletronegativos, que apresentam o mesmo NOX em uma série de compostos diferentes. Esses elementos estão na tabela abaixo:
 
 
 
 
Com base nesses valores e nas regras a seguir, é possível determinar qual será o NOX dos outros elementos presentes em diferentes substâncias:
• O NOX de substâncias simples é sempre igual a zero. Exemplos: N2, O2, H2, Na, Fe, Al.
• O NOX de íons é igual a sua carga.Exemplos:
Na1+: NOX= +1
O2-: NOX= -2
F1-: NOX= -1
• A soma dos NOX dos elementos de um composto sempre dá igual a zero;
• A soma dos NOX dos elementos em um íon composto é sempre igual à carga do íon.
Veja como usar essas informações para calcular o NOX de vários elementos:
1. H2SO4:
• O NOX do H é igual a +1;
• O NOX do O é igual a -2;
• A soma dos NOX desses compostos é igual a zero;
• Precisamos saber apenas o NOX do enxofre (S), que chamaremos de x:
 
2. Na4P2O7:
• O Na é um metal alcalino, então seu NOX é igual a +1;
• O NOX do O é igual a -2;
• A soma dos NOX desses compostos é igual a zero;
• Precisamos saber apenas o NOX do fósforo (P), que chamaremos de x. Não se esquecendo de multiplicar pelo índice 2:
 
3. NH41+:
• Nesse caso temos um íon composto, então a soma dos NOX será igual à carga, que é +1:
 
Proporções e regra de três simples e composta
O que é proporção? Trata-se da igualdade entre duas ou mais razões provenientes das medidas extraídas de grandezas. ... Quando duas razões possuem o mesmo resultado, dizemos que elas são proporcionais. Se essas razões representam medidas de alguma grandeza, também dizemos que elas são proporcionais.
A regra de três simples e composta é a proporção entre duas ou mais grandezas, que podem ser velocidades, tempos, áreas, distâncias, cumprimentos, entre outros.
É o método para determinar o valor de uma incógnita quando são apresentados duas ou mais razões, sejam elas diretamente ou inversamente proporcionais.
As grandezas:
 
Dentro da regra de três simples e composta existem grandezas diretamente e inversamente proporcionais.
Caracteriza-se por grandezas diretas aquelas em que o acréscimo ou decréscimo de uma equivale ao mesmo processo na outra. Por exemplo, ao triplicarmos uma razão, a outra também será triplicada, e assim sucessivamente.
Por outro lado, as grandezas inversas ocorrem quando o aumento ou diminuição de uma resultam em grandezas opostas. Ou seja, se uma é quadruplicada, a outra é reduzida pela metade, e assim por diante.
 
Propriedades da potenciação em matemática
1. Multiplicação de potências de mesma base
No produto de potências de mesma base devemos conservar a base e somar os expoentes.
am . an = am + n
Exemplo: 22 . 23 = 22+3 = 25 = 32
 
2. Divisão de potências de mesma base
Na divisão de potências de mesma base conservamos a base e subtraímos os expoentes.
am : an = am – n
Exemplo: 24 : 22 = 24-2 = 22 = 4
 
3. Potência de potência
Quando a base de uma potência também é uma potência devemos multiplicar os expoentes.
(am)n = am.n
Exemplo: (32)5 = 32.5 = 310 = 59 049
 
4. Potência de produto
Quando a base de uma potência é um produto elevamos cada fator à potência.
(a . b)m = am . bm
Exemplo: (2 . 3)2 = 22 . 32 = 4 . 9 = 36
 
5. Potência de quociente
Quando a base de uma potência é uma divisão elevamos cada fator ao expoente.
(a/b)m = am/bn
Exemplo: (2/3)2 = 22/32 = 4/9
 
6. Potência de quociente e expoente negativo
Quando a base de uma potência é uma divisão e o expoente é negativo inverte-se a base e o sinal do expoente.
(a/b)-n = (b/a)n
Exemplo: (2/3)-2 = (3/2)2 = 32/22 = 9/4
 
7. Potência de expoente negativo
Quando o sinal de uma potência for negativo devemos inverter a base para tornar o expoente positivo.
a–n = 1/an, a ≠ 0
Exemplo: (2)-4 = (1/2)4 = 1/16
 
8. Potência com expoente racional
A radiciação é a operação inversa da potenciação. Portanto, podemos transformar um expoente fracionário em um radical.
am/n = n√am
Exemplo: 51/2 = √5
 
9. Potência com expoente igual a 0
Quando uma potência apresenta expoente igual a 0, o resultado será 1.
a0 = 1
Exemplo: 40 = 1
 
10. Potência com expoente igual a 1
Quando uma potência apresenta expoente igual a 1, o resultado será a própria base.
a1 = a
Exemplo: 51 = 5
 
11. Potência de base negativa e expoente ímpar
Se uma potência tem base negativa e o expoente é um número ímpar, então, o resultado é um número negativo.
Exemplo: (- 2)3 = (- 2) x (- 2) x (- 2) = - 8
 
12. Potência de base negativa e expoente par
Se uma potência tem base negativa e o expoente é um número par, então, o resultado é um número positivo.
Exemplo: (- 3)2 = (- 3) x (- 3) = + 9
 
Sistema SI e Notação Científica
Sistema Internacional de Unidades (SI)
O SI é a forma do sistema métrico e é geralmente um sistema de unidades de medida onde se tem 7 básicas e as outras são derivadas dessas 7. É o sistema de medição mais usado do mundo, tanto em casa, em comércio, no dia a dia e na ciência.
As 7 unidades de medida básicas são:
 
Notação científica
A notação científica nos ajudará a trabalhar com grandes números de forma reduzida O uso desta notação está baseado nas potências de 10, como por exemplo, 1 mol tem aproximadamente 6,022 × 10^23 entidades (1 mol de água é 6,022 × 10^23 moléculas de água)
Como funcionam? Exemplo:
Para transformar um número grande qualquer em notação cientifica, devemos deslocar a vírgula para a esquerda até o primeiro algarismo desta forma:
1 × 10^11 = 100000000000
6,022 ×10^23 = 602200000000000000000000
 
Para com valores muito pequenos, é só mover a virgula para a direita, e a cada casa avançada, diminuir 1 da ordem de grandeza:
1 × 10^−11 = 0,00000000001
 
Propriedades de sistemas de equações matemáticas.
Um sistema de equações é constituído por um conjunto de equações que apresentam mais de uma incógnita. Para resolver um sistema é necessário encontrar os valores que satisfaçam simultaneamente todas as equações.
 
Um sistema é chamado do 1º grau, quando o maior expoente das incógnitas, que integram as equações, é igual a 1 e não existe multiplicação entre essas incógnitas.
Como resolver um sistema de equações do 1º grau?
Podemos resolver um sistema de equações do 1º grau, com duas incógnitas, usando o método da substituição ou o da soma.
 
Método da substituição
Esse método consiste em escolher uma das equações e isolarmos uma das incógnitas, para determinar o seu valor em relação a outra incógnita. Depois, substituímos esse valor na outra equação.
 
Desta forma, a segunda equação ficará com uma única incógnita e, assim, poderemos encontrar o seu valor final. Para finalizar, substituímos na primeira equação o valor encontrado e, assim, encontramos também o valor da outra incógnita.
Método da Adição
No método da adição buscamos juntar as duas equações em uma única equação, eliminando uma das incógnitas.
 
Para isso, é necessário que os coeficientes de uma das incógnitas sejam opostos, isto é, devem ter o mesmo valor e sinais contrários.
Classificação dos sistemas de equações
Um sistema do 1º grau, com duas incógnitas x e y, formado pelas equações a1x + b1y = c1 e a2x + b2y = c2, terá aseguinte classificação: possível e determinado, possível e indeterminado e impossível.
 
O sistema será possível e determinado quando apresentar uma única solução. Isso acontecerá quando:
 
Quando o sistema apresentar infinitas soluções, será classificado como possível e indeterminado. A condição para que um sistema seja desse tipo é:
 
Já os sistemas impossíveis, não possuem nenhuma solução. Nesse tipo de sistema temos:
 
O que é Oxidação?
Oxidação é um processo químico desencadeado pela reação entre um composto orgânico e um agente oxidante. Os compostos são substâncias encontradas em organismos vivos e, geralmente, têm carbono na sua composição. O agente é o que ganha elétrons e sofre redução, ocasionando o que se chama de oxidação.
A oxidação também é chamada de “oxirredução” (redox) porque as suas reações ocorrem simultaneamente com a transferência de elétrons. Tem essa nomenclatura pois no início acreditava-se que o oxigênio era o agente responsável por essa reação química. Contudo, após anos de pesquisas observou-se que pode haver oxidação sem a presença do oxigênio.
Para saber se houve o processo de oxidação é necessário descobrir se teve transferência de elétrons em uma reação. Para isto, analisa-se o número de oxidação (nox) do elemento.
Oxidação orgânica
 
Uma oxidação é acompanhada por outra reação. No cotidiano este processo pode ser percebido no escurecimento de um fruto, na corrosão de metais, nas pilhas e etc. Na fórmula química é simbolizada por [O] e materializa-se em permanganato de potássio (KMnO4), dicromato de potássio (K2Cr2O7) ou o tetraóxido de ósmio (OsO4). Existem diversos tipos de reações de oxidação, sendo as mais importantes:
 
Oxidação branda: ocorre com os hidrocarbonetos insaturados quando o agente oxidante é um composto de permanganato de potássio (KMnO4). Eles são classificados em alcenos ou alcinos.
Nos alcenos têm-se a decomposição do permanganato e a produção do oxigênio, que com a dupla ligação do alceno forma um epóxido, que através da hidrólise transforma-se em dois grupos OH em carbonos vizinhos. Com esta reação pode-se obter outras a depender do tipo da posição da ligação dupla.
Já os alcinos contribuem para a formação das dicetonas. Assim, quando houver dois hidrogênios ligados em cada carbono participante da ligação tripla, com exceção do etino (HC=CH), um aldeído será formado.
 
Oxidação energética: Podem romper a ligação dupla dos alcenos. Nesta reação, o permanganato de potássio encontra-se em meio quente e ácido, tornando a reação mais energética.
A depender da estrutura do alceno, podem ser formados cetonas e ácidos carboxílicos. Se o carbono estiver ligado a apenas um outro carbono, resultará no ácido carbônico (H2CO3), que se decompõe em gás carbônico (CO2) e água (H2O).
 
Oxidação dos álcoois primários: oxidam-se em energéticos como o permanganato de potássio e dicromato de potássio em meio sulfúrico. Resulta no aldeído e, se houver grande quantidade de agente oxidante, em ácido carboxílico.
 
Oxidação ozonólise: ocorre com os alcenos quando o agente oxidante é o gás ozônio [O3(g)] na presença de água [H2O] e zinco [Zn(s)]. Sua reação forma os aldeídos e/ou as cetonas e água oxigenada [H2O2].
 
O que é redução?
A redução é toda a reação química em que os átomos de um dos reagentes acabam ganhando elétrons; o que também pode ser visto dessa maneira: sua vaga ou “desconforto” eletrônico é reduzida. Um átomo ganha elétrons quando uma espécie os doa; isto é, oxida-se.
 
Esse tipo de reação não pode ocorrer por si só: se uma espécie aceita elétrons, outra deve necessariamente produzi-los. Caso contrário, a matéria do nada seria criada, reduzindo os átomos depois de obter elétrons do vazio. Portanto, é uma semi reação redox (redução / oxidação).
 
 
Os átomos e/ou íons de certas substâncias só sofrem a redução porque a outra espécie química reagente perdeu elétrons (sofrendo oxidação), esses átomos ou íons são então chamados de agentes oxidantes (pois foram eles que causaram a oxidação da outra substância).
O contrário também é verdadeiro, a espécie química que oxidou causou a redução da outra, por isso, ela é denominada de agente redutor.
 
O que é o agente redutor?
Substância que pode dar elétrons a outra substância ou diminuir os números de oxidação da outra substância. O redutor é a substância que possui o elemento que se oxida, causando a redução de outro.
O que é o agente oxidante?
Substância que pode aceitar elétrons provenientes de outra substância ou aumentar o número de oxidação da outra substância. O oxidante é a substância que possui o elemento que se reduz, causando a oxidação de outro.
REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS 
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19° Jennifer Rocha Vargas Fogaça, “ O que é Número de oxidação ou NOX dos átomos” mundoeducacao, SEM DATA
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