Ficha n 2_11a_classe

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Linguagem química
É um conjunto de símbolos e sinais que nos permitem transmitir uma mensagem na química. Os símbolos químicos já eram usados na antiguidade para transmitir alguma informação (sobretudo na alquimia) mas cada pessoa usava os seus símbolos e sinais, o que dificultava a sua perceção.
Os símbolos químicos usados até hoje foi introduzido e sistematizado por Berzelius em 1814 (sec. XIX) e tinha que obedecer a seguinte regra:
· Todos os elementos tinham que ter um símbolo químico
· Os símbolos dos elementos tinham que derivar (vir) dos nomes destes elementos em latim
· O símbolo do elemento é a letra inicial maiúscula deste mesmo elemento
· No caso de existir dois ou mais elementos com a mesma letra inicial maiúscula, deveria se utilizar a 2ª, 3ª ou a 4ª letra do nome do elemento em letra maiúscula.
Símbolo químico
É um sinal gráfico utilizado para representam elemento químico ou seja, é a representação gráfica (por escrito) de um elemento químico.
Os símbolos químicos nos dão informação sobre o nome do elemento em causa e o número de átomo deste elemento
Ex: Al, C, O, Br, Na, etc
Formula química
É a representação gráfica da molécula de uma determinada substância (simples ou composta constituída por dois ou mais átomos) usando símbolos químicos. As formulas químicas podem ser molecular, estrutural e racional.
A fórmula química nos dá informação muito importante tais como: a quantidade de átomos na molécula; os elementos químicos presentes na molécula e o nome da molécula.
Ex: H2O, H2SO4, O3, Cl2, etc. 
Elemento químico
É o conjunto de átomos com o mesmo número atómico (número de protões)
Ex: 8O, 6C, etc.
Substância elementar
São aquelas que são constituídas por um átomo do mesmo elemento químico (um único elemento químico)
Diferença entre mistura e substância pura (compostos)
a) Nas misturas:
· As substâncias mantem as suas propriedades iniciais (não adquirem novas propriedades) e portanto, não se formam novas substâncias
· Apresentam uma composição variável
· Apresentam pontos de fusão e de ebulição variável
· Não apresentam fórmulas químicas
· Separam-se por métodos físicos
b) nas substâncias puras (compostos):
· As substâncias perdem as suas propriedades iniciais quando se juntam cos as outras (adquirem novas propriedades)
· Apresentam uma composição fixa
· Apresentam pontos de fusão e de ebulição constantes
· Podem se representar por fórmulas químicas
· Separam-se por meios químicos (por reação química)
Classificação das reações químicas
1. Quanto ao número de participantes
a) Reação de formação ou síntese
Aquelas que duas ou mais substâncias se juntam para formar outra mais complexa
	A + B → AB
Ex: C + O2 → CO2;	N2 + H2 → NH3;		CaO + CO2 → CaCO3
b)Reação de decomposição
Aquelas que uma substância se decompõe (divide-se) em duas ou mais substâncias simples
	AB → A + B
Ex: CaCO3 → CaO + CO2;	NH3 → N2 + H2
2. Quanto ao efeito energético
a)Reação exotérmica
Aquela que ocorre com a libertação de calor. O valor de ∆H deve ser menor que zero (0)
Geralmente as reações exotérmicas são reações de formação
	A + B → AB + Q; ∆H < 0
Ex: C + O → CO2 + Q			; ∆H < 0
b) Reação endotérmica
Aquela que ocorre com a absorção de energia. O valor de ∆H deve ser maio que zero (0)
Geralmente as reações de endotérmicas são reações de decomposição
	AB → A + B – Q; ∆H > 0
Ex: CaCO3 → CaO + CO2 - Q		; ∆H > 0
3. Quanto a transferência de partículas
a) Reação acido/base
Aquelas que ocorrem com transferência de protões (H+) ou seja, quando um ácido esta a regir com uma base
Ex: HNO3 + H2O → H3O+ + NO3-
b) Reação redox
Aquelas que ocorrem com a transferência de eletrões ou seja, uma espécie se oxida e outra espécie se reduz (varia o nox)
Ex: C0 + O20 → C+4O22-
4. Quanto a função química
a) Reações inorgânicas
Aquelas que as substâncias que reagem são inorgânicas
Ex: CaO + H2O → Ca(OH)2
b) Reações orgânicas
Aquelas que as substâncias que reagem são orgânicas
Ex: CH2=CH2 → CH3-CH2OH
CÁLCULOS ESTEQUIOMÉTRICOS
Massa molecular relativa (Mr)
É a massa da molécula expressa em unidade de massa atómica (u.m.a). Para obter a massa molecular de uma substância, basta apenas somar as massas dos elementos que constituem a molécula.
Ex: qual é a massa molecular de H2O sabendo que as massas atómicas relativas (Ar) de O = 16 e H = 1
Mole (n)
É a quantidade de substância que contem 6,02.1023 partículas, isto é, que contem o número de avogado de partículas. A unidade é mol e o símbolo é “n”
Esta grandeza foi criada porque como sabemos, os átomos reagem entre si para formar moléculas, porém é impossível trabalhar com os átomos individualmente devido ao seu tamanho muito pequeno. Foi assim que os químicos decidiram aumentar o tamanho destas quantidades até ao ponto em que podemos ver e pesar e assim surgiu esta grandeza chamada mole.
Uma mol de qualquer substância contém 6,02.1023 partículas
Ex:
	1 mol de C
	1 mol de O2
	1 mol de CO
	6,02.1023 partículas
	6,02.1023 partículas
	6,02.1023 partículas
Na tentativa de se transformar o mol em algo que se possa pesar no dia-a-dia, ficou acordado que o peso atómico em unidade de massa atómica (u.m.a) de qualquer átomo deveria ser igual ao peso do átomo em grama (g)
Ex:
	Massa em unidade de massa atómica (u.m.a)
	Massa em gramas (g)
	O = 16u.m.a
	O = 16g
	C = 12u.m.a
	C = 12g
	CO = 28u.m.a
	CO = 28g
Quantos gramas tem 1 mol de Cu, Ag, Fe, CaO, BaO, H2SO4? Ver as massas atómicas na tabela (para calcular)
Massa molar (MM)
É o quociente (divisão) entre a massa da substância e o número de moles (n) dessa mesma substância. A unidades da massa molar é grama/mol (g/mol)
	
	Onde:
Mm – massa molar
m – massa da substância
n – número de moles da substância
Lei de avogadro ou volume molar das substâncias gasosas
Segundo avogadro: “o volume ocupado por 1 mol de qualquer gás em CNTP (0ºC e 1atm) é de 22,4 litros”
	Substância gasosa
	Volume molar em litro (l)
	Massa da substância
	Nº de partículas
	1mol de O2 
	22,4 L
	32g
	6,02.1023 Partículas
	1mol de Cl2 
	22,4 L
	71g
	6,02.1023 Partículas
	1mol de N2 
	22,4 L
	28g
	6,02.1023 Partículas
Lei de Lavoisier ou lei de conservação de massa
Segundo Lavoisier: “a massa de um sistema químico isolado permanece constante, sejam quais forem as reações que nele ocorram” ou seja “o somatório das massas dos reagentes deve ser igual ao somatório da massa dos produtos quando a reação da-se num sistema fechado”
Ex:
	Reagentes
	Produtos
	Reagentes
	Produtos
	2Na + Cl2 ======== 2NaCl
	 Fe + S =========== FeS
	46g
	71g
	117g
	56g
	32g
	88g
	117g
	117g
	88g
	88g
Lei de Proust ou lei das proporções fixas
Segundo Proust: “A proporção com que determinados elementos químicos regem para formar um composto é sempre constante” ou seja “em uma substância pura, independentemente do seu método de obtenção ou origem, os elementos que participam na sua composição são sempre em proporção e peso constante e invariáveis”
Ex:
	
	2Mg + O2 ====== 2MgO
	Propoção de combinação
	Experiencia I
	60g
	40g
	100g
	60g/40g = 3/2
	Experiencia II
	18g
	12g
	30g
	18g/12g = 3/2
	Experiencia III
	6g
	4g
	10g
	6g/4g = 3/2
Como resolver um exercício estequiométrico?
1. Escrever a equação da reação
2. Acertar a equação da reação
3. Escrever os dados e os pedidos na equação química por cima e por baixo das substâncias respeitando as unidades
4. Estabelecer a relação matemática
5. Efetuar os cálculos matemáticos
6. Dar a resposta ao problema
Exercícios de aplicação
Parte I - Exercícios relacionado com o número de avogadro
1. Se em 18g (1 mol) de H2O existem 6,02.1023moléculas. quantas moléculas de H2O vão existir em 54g?
2. Quantos átomos de oxigénio existem no balão com 48g de O2 (oxigénio)?
4. Quantos átomos de estanho (Sn) existem e 125,4g
Parte II - Exercícios relacionado com o volume molar
5. Qual é o volume ocupado por duas moles de Dióxido de carbono?
6. Qual o volume ocupado por 3,01x1023 moléculas de Oxigénio?
7. Que quantidade de Dióxido de carbono (CO2) é libertada para a atmosferana combustão de 500g de gás Propano (C3H8), segundo a equação: C3H8(g) + 5O2(g) → 3CO2(g) + 4H2O(g)
8. Na equação de reacção entre Hidróxido de sódio e Ácido Sulfúrico forma-se sulfato de sódio e água, segundo a equação: 2NaOH(aq) + H2SO4(aq) → Na2SO4 + 2H2O
a) Calcula a massa de Sulfato de sódio (Na2SO4) que se forma a partir de 30 gramas de Hidróxido de sódio (NaOH).
9. Calcula a massa correspondente á: (Dados: N = 14, H = 1, C = 12, O = 16) 
a) 12,041023 moléculas de NH3 ? b) 0,9 moles de Carbono? 
c) 6,72 litros de CO2 (em CNTP)? 
10. Calcula o número de moles correspondentes é: (Dados: N = 14, Si = 28, O = 16) 
a) 3,36 litros de N2 (em CNTP)? b) 3,011023 moléculas de O2 c) 15g de SiO2? 
11. 36 g de carbono são queimados completamente na presença do oxigénio do ar. Qual é a quantidade de oxigénio necessária para a ocorrência da combustão? (C + O2 → CO2) 
12. Na combustão do gás metano (CH4) são queimados 24 g de gás para formar dióxido de carbono (CO2) e água (H2O). Determina a quantidade do dióxido de carbono que se liberta. 
13. Que quantidades de óxido de cálcio se obtêm quando ocorre a decomposição de 70 g de carbonato de cálcio? ( CaCO3 → CaO + CO2) 
14. Qual é a massa e o volume nas C.N.T.P. de dióxido de carbono produzido na combustão completa de 4,0 g de metano, CH4? 
15. Uma indústria utilizou 5 toneladas de enxofre para produzir dióxido
de enxofre segundo o processo: S + O2 → SO2
a) Qual é a massa de SO2 obtida? (S = 32; O = 16.)
16. Dada a equção da reacçao: NaOH + H2SO4 → Na2SO4 + H2O
Calcule o número de mols do sulfato de sódio produzido a partir de 200g de NaOH com H2SO4. (Na = 23; O = 16; H = 1; S = 32).
OS
17. Dada a seguinte equação da reação: 3H2 + N2 → 2NH3
Calcule os volumes de H2(g) e N2(g) necessários à obtenção de 200 L de NH3(g), estando todos os gases à mesma temperatura e pressão.
18. Calcule o volume de nitrogênio, nas CNTP, necessário para produzir 5 mols de gás amoníaco.
19. Calcule quantas moléculas de hidrogênio são obtidas quando
se efetua a reação: Na + H2O → NaOH + H2
a) utilizando-se 3,6 mols de água.
20. Qual é a massa de oxigênio necessária para reagir com 560g de monóxido de carbono? Dados: MA: C (12); O (16).
21. Quantas moléculas de oxigênio reagem com 6 mols de monóxidode carbono?
22. Qual o volume de gás carbônico obtido nas CNTP quando empregamos 16g de oxigênio na reação com monóxido de carbono?
23. Qual é o número de mols de monóxido de carbono necessário para formar 4,48 L de gás carbônico, nas CNTP?
24. Uma massa de 4g de hidróxido de sódio é adicionada a 4g de ácido clorídrico produzindo cloreto de sódio e água. Pergunta-se: há excesso de reagente? Quanto?
Dados: Na = 23; H = 1; O = 16; Cl = 35,5.
25. Doze gramas de ferro e quatro gramas de enxofre são aquecidos até que ocorra a reação total. Tendo em conta que o produto obtido é sulfeto de ferro II, qual dos dois reagentes está em excesso? Dados: Fe = 56 e S = 32.
26. Qual é a massa de NaCl produzida a partir de 200g de NaOH, com 80% de pureza, por neutralização completa com HCl? Dados: Na = 23; O = 16; H = 1; Cl = 35,5.
27. Quantos gramas de sulfato de alumínio podemos obter fazendo-se reagir: 0,1 mol de hidróxido de alumínio com ácido sulfúrico suficiente conforme a reação a seguir:
2Al(OH)3 + 3H2SO4 → Al2(SO4)3 + 6H2O
(Dados: H = 1g; O = 16g; Al = 27g e S = 32g).
 
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