aula 10

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<p>Aspectos quantitativos</p><p>Química</p><p>1o bimestre – Aula 10</p><p>Ensino Médio</p><p>1a</p><p>SÉRIE</p><p>2024_EM_B1_V1</p><p>Relações entre massas e os aspectos quantitativos da matéria macroscópica;</p><p>Lei da Conservação das Massas (Lei de Lavoisier);</p><p>Lei das Proporções Constantes (Lei de Proust);</p><p>Constante de Avogadro, conceito de mol;</p><p>Massa atômica.</p><p>Compreender as relações entre massas e os aspectos quantitativos da matéria macroscópica;</p><p>Realizar cálculos a partir dessas relações.</p><p>Conteúdo</p><p>Objetivos</p><p>2024_EM_B1_V1</p><p>(EM13CNT101) – Analisar e representar, com ou sem o uso de dispositivos e de aplicativos digitais específicos, as transformações e conservações em sistemas que envolvam quantidade de matéria, de energia e de movimento para realizar previsões sobre seus comportamentos em situações cotidianas e em processos produtivos que priorizem o desenvolvimento sustentável, o uso consciente dos recursos naturais e a preservação da vida em todas as suas formas.</p><p>Adicionar 20 g de solução aquosa de hidróxido de sódio num recipiente e 20 g de solução de HCl em outro recipiente. Misturar as duas soluções e, com uma balança, determinar a massa obtida depois da reação, como produtos. Qual é a massa obtida? Por quê?</p><p>Experimento 1</p><p>Todo mundo escreve</p><p>Converse com seus colegas e elabore hipóteses</p><p>2024_EM_B1_V1</p><p>Para começar</p><p>Elaborado pelo docente.</p><p>Em uma reação química, as substâncias que reagem se transformam em outras diferentes, com seus átomos rearranjados. Em recipientes fechados, as massas totais das substâncias antes (reagentes) não se alteram depois da reação (produtos), permanecendo constantes. Exemplo: a reação química do experimento 1:</p><p>Lei da Conservação das Massas ou Lei de Lavoisier</p><p>HCl (aq) + NaOH (aq)   → NaCl (aq) + H2O(l)</p><p>2024_EM_B1_V1</p><p>Foco no conteúdo</p><p>Elaborado pelo docente.</p><p>Utilizando-se uma balança comum, verificar a massa de um comprimido efervescente e, separadamente, adicionar 200 g de água em um copo. Coloque o comprimido na água e deixe reagir. Ao final da reação, verificar a massa total da mistura. Explique a massa obtida.</p><p>Experimento 2</p><p>Todo mundo escreve</p><p>Converse com seus colegas e elabore hipóteses</p><p>2024_EM_B1_V1</p><p>Para começar</p><p>Elaborado pelo docente.</p><p>A proporção em massa das substâncias que reagem e que são produzidas numa reação é fixa, constante e invariável. Por exemplo, na equação química da formação do gás carbônico (combustão):</p><p>C + O2 → CO2</p><p>Se dobrarmos a quantidade dos reagentes, a massa dos produtos também dobra, mantendo fixa a proporção entre as substâncias (3:8:11) e (6:16:22).</p><p>Lei de Proust ou Lei das Proporções Constantes</p><p>2</p><p>2024_EM_B1_V1</p><p>Foco no conteúdo</p><p>Elaborado pelo docente.</p><p>A água (H2O) pode ser decomposta em seus constituintes: hidrogênio (H2) e oxigênio (O2) por meio da reação de eletrólise. Analise os resultados dos experimentos na tabela ao lado e determine a proporção entre a massa de hidrogênio com oxigênio. Anote suas conclusões.</p><p>Experimento 3</p><p>Todo mundo escreve</p><p>Converse com seus colegas e elabore hipóteses</p><p>2024_EM_B1_V1</p><p>Para começar</p><p>Elaborado pelo docente.</p><p>Os dados do experimento 3 (eletrólise da água) mostram que as massas das duas substâncias sempre estarão na mesma proporção de 1:8.</p><p>Isso ocorre em todas as situações para essa reação química, as massas das substâncias reagem sempre numa mesma proporção (Lei de Proust).</p><p>Lei de Proust</p><p>2024_EM_B1_V1</p><p>Foco no conteúdo</p><p>Elaborado pelo docente.</p><p>Observe as figuras dos ovos e dos limões e aponte o que vê em comum.</p><p>Relações importantes</p><p>Vire e converse</p><p>1 dúzia de ovos e 1 dúzia de limões</p><p>2024_EM_B1_V1</p><p>Foco no conteúdo</p><p>https://www.pngwing.com/en/free-png-bfglo</p><p>https://www.pngwing.com/en/free-png-cgnyg</p><p>Para os objetos e materiais do dia a dia, conseguimos expressar “quantidades” utilizando certas grandezas, como dúzia, litro, mililitro, gramas, quilogramas etc. Como você considera que podemos quantificar elementos tão pequenos como os átomos e as moléculas?</p><p>Por serem extremamente pequenos, átomos, moléculas e partículas não podem utilizar grandezas já existentes. Por esse motivo é que foi desenvolvido o conceito de mol e da unidade de massa atômica (u).</p><p>Grandezas e quantidades</p><p>2024_EM_B1_V1</p><p>Foco no conteúdo</p><p>O mol é uma grandeza que define uma determinada quantidade de matéria para facilitar o manuseio de quantidades das substâncias usadas em reações químicas. Um mol é a quantidade de matéria equivalente à quantidade de átomos contidos em 12 g de carbono-12.  A parcela de 1/12 do carbono-12 é conhecida e expressa como 1 u = 1 unidade de massa atômica.</p><p>Mol e unidade de massa atômica</p><p>Representação do átomo de carbono-12. A parte destacada (em verde) representa 1/12 do átomo de carbono-12, ou seja, 1 u.</p><p>2024_EM_B1_V1</p><p>Foco no conteúdo</p><p>https://cutt.ly/owOIuRfk</p><p>A quantidade de matéria presente em um mol é fixa, independentemente do elemento químico, e foi determinada por Avogadro. A constante de Avogadro (NA) tem valor determinado experimentalmente e corresponde a cerca de 6,02 × 1023 mol–1. Esse número também passou a ser um padrão de comparação entre grandezas. Portanto, podemos fazer a relação:</p><p>Relações fundamentais</p><p>12 g de C-12 equivalem a 1 mol de átomos de C-12 que possui 6,02 × 1023 átomos de C-12</p><p>2024_EM_B1_V1</p><p>Foco no conteúdo</p><p>A massa atômica de um elemento é a média ponderada das massas atômicas de seus isótopos.</p><p>Massa atômica e massa fórmula ou molecular</p><p>A massa molecular é a soma das massas atômicas dos átomos que constituem as moléculas ou massa fórmula no caso de substâncias iônicas.</p><p>2024_EM_B1_V1</p><p>Foco no conteúdo</p><p>Preencha o quadro:</p><p>Massa atômica (u)	Massa fórmula ou molecular (u)	Massa em gramas de 1 mol	Massa em gramas para 3 mols	Quantidade de partículas (no de Avogadro) para 3 mols</p><p>CuSO4 · 5 H2O Sulfato de cobre penta-hidratado	Cu = 63,5 u; S = 32 u; O = 16 u; H =1 u	63,5 + 32 + (4 × 16) + 5 × (2 × 1 + 16) = 249,5 u	249,5 g	3 × 249,5 = 748,5 g	3 × 6,02 × 1023 = 1,81 × 1023 moléculas</p><p>KMnO4 Permanganato de potássio</p><p>K2Cr2O7 Dicromato de potássio</p><p>C12H22O11</p><p>Sacarose</p><p>Consulte a tabela periódica</p><p>2024_EM_B1_V1</p><p>Na prática</p><p>Correção</p><p>Massa atômica (u)	Massa fórmula ou molecular (u)	Massa em gramas de 1 mol	Massa em gramas para 3 mols	Quantidade de partículas (no de Avogadro) para 3 mols</p><p>CuSO4 · 5 H2O Sulfato de cobre penta-hidratado	Cu = 63,5 u; S = 32 u; O = 16 u; H =1 u	63 + 32 + (4 x 16) + 5 x (2 x 1 + 16) = 249,5 u	249,5 g	3 × 249,5 = 748,5 g	3 × 6,02 × 1023 = 1,81 × 1023 moléculas</p><p>KMnO4 Permanganato de potássio	K = 39 u; Mn = 55 u; O =16 u	158 u	158 g	474 g	1,81 × 1023 moléculas</p><p>K2Cr2O7 Dicromato de potássio	K = 39 u; Cr = 52; O = 16u	294 u	294 g	882 g	1,81 × 1023 moléculas</p><p>C12H22O11 Açúcar	C = 12 u; H = 1 u; O = 16 u	342 u	342 g	1.026 g	1,81 × 1023 moléculas</p><p>Consulte a tabela periódica</p><p>2024_EM_B1_V1</p><p>Na prática</p><p>Elabore, de forma colaborativa, um glossário com os principais termos trabalhados nesta aula e, em seguida, uma nuvem de palavras. Veja o exemplo:</p><p>Glossário e nuvem de palavras</p><p>Todo mundo escreve</p><p>Glossário: conjunto de termos de uma área do conhecimento e seus significados; vocabulário.</p><p>2024_EM_B1_V1</p><p>Aplicando</p><p>Compreendemos as relações entre massas e os aspectos quantitativos da matéria macroscópica;</p><p>Realizamos cálculos a partir dessas relações.</p><p>2024_EM_B1_V1</p><p>O que aprendemos hoje?</p><p>SÃO PAULO (Estado). Currículo em Ação: Caderno do Professor – Ciências da Natureza –  Ensino Médio – 1a série –  1º semestre. São Paulo, 2023. Disponível em: https://efape.educacao.sp.gov.br/curriculopaulista/wp-content/uploads/2023/01/1s%C3%A9rie-Professor-CNT-1Sem.pdf. Acesso em: 14 nov. 2023.</p><p>LEMOV, Doug. Aula nota 10 3.0: 63 técnicas para melhorar a gestão da sala de aula. 3. ed. Porto Alegre: Penso, 2023.</p><p>2024_EM_B1_V1</p><p>Referências</p><p>Lista de imagens e vídeos</p><p>Slide 9 – https://www.pngwing.com/en/free-png-bfglo  ;  https://www.pngwing.com/en/free-png-cgnyg</p><p>Slide 11 – https://cutt.ly/owOIuRfk</p><p>2024_EM_B1_V1</p><p>Referências</p><p>2024_EM_B1_V1</p><p>image1.png</p><p>image2.png</p><p>image3.png</p><p>image4.png</p><p>image5.png</p><p>image6.png</p><p>image7.png</p><p>image10.png</p><p>image11.png</p><p>image12.png</p><p>image13.png</p><p>image14.png</p><p>image15.png</p><p>image16.png</p><p>image17.png</p><p>image18.png</p><p>image19.jpeg</p><p>image20.png</p><p>image21.png</p><p>image22.png</p><p>image23.png</p><p>image24.png</p><p>image9.png</p><p>image8.png</p>