Resumão Ciências da natureza matemática e suas tecnologias

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Resumão Ciências da natureza matemática e suas tecnologias
CONCEITOS FUNDAMENTAIS 
Química Geral
 
A estrutura atômica e muito mais é estudada nesta frente da química.
Química é a ciência que estuda a estrutura das substâncias, a composição e as propriedades das diferentes matérias, suas transformações e variações de energia.
Ela conquistou um lugar central e essencial em todos os assuntos do conhecimento humano. Relaciona-se com outras ciências como a Biologia, Ciências Ambientais, Física, Medicina e Ciências da Saúde.
A Química é útil em inúmeras atividades, como, por exemplo, na agricultura, onde os agricultores a utilizam para melhorar a acidez do sol. Os médicos também precisam do conhecimento químico para reconhecer a composição das substâncias utilizadas como medicamento.
A Química é uma ciência experimental que teve seu processo de descoberta ligado à preocupação que as culturas antigas tinham em compreender a relação entre o ser humano, a natureza e seus fenômenos: a chamada Alquimia.
Por Líria Alves
Graduada em Química
Equipe Brasil Escola
Classificação de Substâncias Puras
	
	
Por André Luis Silva da Silva
 
  
A matéria, quando constituída por um conjunto de átomos ou de moléculas quimicamente iguais, recebe o nome desubstância pura  ou de espécie química. Por que podemos definir como quimicamente iguais? Porque fisicamente os átomos do mesmo elemento podem ser diferentes; poderemos ter isótopos.
Desse modo, por exemplo, o hidrogênio, o ferro e a água são substâncias puras. Logo: substância pura é a espécie de matéria constituída por átomos ou moléculas quimicamente iguais, de modo a apresentarem características bem definidas.
Assim, se numa porção de matéria existirem átomos ou moléculas quimicamente diferentes não teremos uma substância pura, teremos então uma mistura.
Tanto as substâncias puras como as misturas podem receber diversas classificações, conforme determinadas características comportamentais ou sua natureza.
As misturas poderão ser classificadas conforme o seu aspecto, homogêneo ou heterogêneo, e este segundo aspecto conforme ao seu número de fases (bifásica, trifásica ou polifásica). Ou segundo o seu comportamento sob aquecimento, eutética ou azeotrópica.
As substâncias puras requerem um menor número de classificações, pois apresentam menor complexidade em relação às misturas. Por exemplo, podem ser abordadas como simples ou compostas. Assim:
● Substância pura simples: é toda substância formada por átomos de um único elemento químico.
Exemplos: cobre (Cu), formado unicamente por átomos de cobre. Hidrogênio (H2), formado unicamente por átomos do elemento hidrogênio. Ozônio (O3), formado unicamente por átomos do elemento oxigênio.
● Substância pura composta: é toda substância formada por átomos de dois ou mais elementos químicos.
Exemplos: água (H2O), formada por átomos de dois elementos: hidrogênio e oxigênio. Gás carbônico (CO2), formado por átomos de dois elementos: carbono e oxigênio. Carbonato de cálcio (CaCO3), formado por átomos de três elementos: cálcio, carbono e oxigênio.
Dessa forma, a tabela abaixo traz algumas substâncias puras encontradas em nosso cotidiano, juntamente com a sua fórmula molecular e com a sua classificação.
	SUBSTÂNCIA PURA
	FÓRMULA MOLECULAR
	CLASSIFICAÇÃO
	cloro
	Cl2
	simples
	gás carbônico
	CO2
	composta
	ácido nítrico
	HNO3
	composta
	enxofre
	S8
	simples
	sacarose
	C12H22O11
	composta
	cobre
	Cu
	simples
	ácido sulfúrico
	H2SO4
	composta
	glicose
	C6H12O6
	composta
	nitrogênio
	N2
	simples
	hélio
	He
	simples
	ferro
	Fe
	simples
	bicarbonato de sódio
	NaHCO3
	composta
As substâncias simples pertencerão, predominantemente, aos estados físicos sólido (no caso dos metais, por exemplo) e gasoso (no caso o gás oxigênio, por exemplo). As duas únicas substâncias puras simples líquidas são o mercúrio e o bromo. O primeiro é conhecido por ser o único metal líquido, o segundo apresenta-se como um líquido extremamente volátil de coloração avermelhada.
Referências:
FELTRE, Ricardo; Fundamentos da Química, vol. Único, Ed. Moderna, São Paulo/SP – 1990.
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Separação de Misturas
	
	
Por Lucas Martins
 
  
Na química, a separação de misturas  é muito importante, pois para obtermos resultados mais corretos em pesquisas e experiências, é necessário que as substâncias químicas utilizadas sejam as mais puras possível. Para isso, utiliza-se vários métodos de separação, que vão desde a "catação" até complicada "destilação fracionada".
Exemplos práticos onde a separação de misturas é aplicada:
- Tratamento de esgotos / Tratamento de água
O esgoto urbano contém muito lixo "grosso", é necessário separar este lixo do resto da água (ainda suja, por componentes líquidos, que serão extraídos depois)
- Dessalinização da água do mar
Em alguns lugares do planeta, a falta de água é tamanha, que é preciso pegar água do mar para utilizar domesticamente. Para isso, as usinas dessalinizadoras utilizam a osmose e membranas semi-permeáveis para purificar a água.
- Destilação da cachaça
- Separação de frutas podres das boas em cooperativas (catação)
- Exame de sangue
Separa-se o sangue puro do plasma (líquido que compõe parte do sangue, que ajuda no carregamento de substâncias pelo organismo), através de um processo de sedimentação "acelerada" (o sangue é posto em uma centrífuga, para que a parte pesada do composto se deposite no fundo do recipiente).
Entre várias outras aplicações.
Para facilitar o processo de separação de uma mistura, deve-se observar primeiro a própria mistura. Ela pode ser de dois tipos: homogênea e heterogênea. Homogênea significa que as misturas tem um aspecto comum, dando a impressão de que não é uma mistura. Heterogênea é o contrário: nota-se claramente que se trata de duas (ou mais) substâncias, exemplo: água misturada com areia.
Nas misturas homogêneas, deve-se aplicar primeiro métodos que envolvam fenômenos físicos (evaporação, solidificação, etc). Nas misturas heterogêneas, deve-se separar as "fases" (os diferentes aspectos da mistura) utilizando métodos mecânicos (catação, levigação, etc), e depois, os mesmos métodos utilizados em substâncias homogêneas (pois cada fase poderá ter mais de uma substância, passando a ser então, uma substância homogênea).
Abaixo está a lista de métodos utilizados para separação de misturas:
- Sedimentação
- Decantação
- Filtração
- Dissolução Fracionada
- Fusão Fracionada
- Liquefação Fracionada
- Catação
- Levigação
- Ventilação
- Peneiração | Tamisação
- Magnetismo
- Destilação Simples
- Destilação Fracionada
Fenômenos Físicos e Químicos
 
 
Gerador de Van der Graff: fenômenos físicos envolvidos
Fenômeno é toda e qualquer transformação que ocorre com a matéria, na qual ocorrem mudanças qualitativas na composição. Um fenômeno pode ser classificado em físico ou químico.
Fenômeno químico é todo aquele que ocorre com a formação de novas substâncias. Um fenômeno químico, como a combustão, transforma uma substância em outra, com diferentes propriedades químicas.
Fenômenos físicos são todas as transformações da matéria sem ocorrer alteração de sua composição química. É todo fenômeno que ocorre sem que haja a formação de novas substâncias.
O fenômeno químico altera a natureza da matéria. O fenômeno físico altera apenas a forma da matéria. Veja a demonstração com o papel:
Fenômeno Químico: Queimando o papel ele deixa de ser papel;
Fenômeno Fisico: Quando rasgamos o papel ele continua sendo papel mesmo tendo mudado sua forma.
Exemplos de fenômenos químicos: o enferrujamento do ferro, a respiração dos seres vivos, a fotossíntese realizada pelos vegetais clorofilados, etc. Os fenômenos químicos são também denominados reações químicas, e são descritos através de equações.
Combustão do etanol ou álcool comum: Nesta reação química, uma molécula de etanol (C 2 H 5 OH) reage com três moléculas de gás oxigênio do ar atmosférico(O 2), produzindo duas moléculas de gás carbônico (CO 2) e três moléculas de água, conforme a equação:
C 2H 5 OH(l) + 3 O 2(g) => 2 CO 2(g) + 3 H 2O(l) + calor
Exemplos de fenômenos físicos: a queda de um corpo, a reflexão da luz em um espelho, a dilatação dos corpos, os pontos de fusão e ebulição, a densidade absoluta, etc.
As mudanças de estado físico sofridas pelas substâncias são propriedades físicas da matéria (ponto de fusão e ebulição). A fusão do gelo e a evaporação do álcool são exemplos dessas propriedades.
Você já ouviu falar do Gerador de Van der Graff? Um instrumento que através da força eletrostática faz com que os cabelos do indivíduo que o tocar fiquem totalmente de pé. Esse objeto consiste na exibição de um fenômeno físico.
Por Líria Alves
Graduada em Química
Mudanças de Estado Físico
	
	
Por André Luis Silva da Silva
 
  
O que caracteriza e define um estado físico da matéria  são as forças atuantes em seu interior; coesão, a qual tende a aproximar as partículas, e repulsão, a qual tende a afastá-las. Quando a força de coesão supera a de repulsão, a substância se apresentará na fase de agregação chamada de sólido, quando as forças apresentarem a mesma intensidade, teremos um líquido, quando a de repulsão superar a de coesão, teremos então um gás. Cada um desses estados físicos distingue-se dos outros, entre outros fatores, por sua forma e volume. O estado sólido apresenta forma e volume constante, o líquido forma variável e volume constante, e o gasoso, forma e volume variáveis.
Na fase de agregação sólida, as partículas não apresentam liberdade de movimento, cabendo-lhes apenas movimentos de ordem vibracional, e a matéria terá maior densidade molecular. No estado líquido, as partículas podem literalmente “rolar” umas sobre as outras. Já na fase gasosa, as partículas terão ampla liberdade de movimento, e a matéria estará em sua fase de menor densidade molecular possível.
A matéria pode apresentar-se em qualquer estado físico, dependendo dos fatores pressão e temperatura. Assim, de modo geral, o aumento de temperatura e a redução de pressão favorecem o estado gasoso, e pode-se dizer que o inverso favorece ao estado sólido. As transformações de estado físico da matéria apresentam denominações características, como se pode ver abaixo:
a) FUSÃO: representa a passagem do estado sólido para o estado líquido. A temperatura na qual ocorre recebe o nome de Ponto de Fusão. Por exemplo, o derretimento de um cubo de gelo.
b) VAPORIZAÇÃO: representa a passagem do estado líquido para o estado gasoso. A temperatura na qual ocorre recebe o nome de Ponto de Ebulição. Uma vaporização pode ocorrer de três modos distintos:
CALEFAÇÃO: passagem do estado líquido para o gasoso de modo muito rápido, quase instantâneo. Por exemplo, gotas de água sendo derramadas em uma chapa metálica aquecida.
EBULIÇÃO: passagem do estado líquido para o estado gasoso por meio de aquecimento direto, envolvendo todo o líquido. Por exemplo, o aquecimento da água em uma panela ao fogão.
EVAPORAÇÃO: passagem do estado líquido para o estado gasoso que envolve apenas a superfície do líquido. Por exemplo, a secagem de roupas em um varal.
c) LIQUEFAÇÃO ou CONDENSAÇÃO: representa a passagem do estado gasoso para o estado líquido. Por exemplo, a umidade externa de um frasco metálico ao ser exposto a uma temperatura relativamente elevada.
d) SOLIDIFICAÇÃO: representa a passagem do estado líquido para o estado sólido. Por exemplo, o congelamento da água em uma forma de gelo levada ao refrigerador.
e) SUBLIMAÇÃO: representa a passagem do estado sólido para o estado gasoso ou o processo inverso, sem passagem pelo estado líquido. Por exemplo, a sublimação do gás carbônico sólido, conhecido por gelo seco, em exposição à temperatura ambiente.
Referências:
FELTRE, Ricardo, Química Geral, Vol. I, Ed. Moderna, 6° Ed., São Paulo/SP, 2004.
Ilustração: http://www.profjoaoneto.com/quimicag/estadex.htm
LEIS DAS COMBINAÇÕES QUÍMICAS
Lei de Lavoisier
	
	
Por Júlio César Lima Lira
 
  
A lei de Lavoisier  refere-se à conservação de matéria durante uma transformação física ou química. Foi descoberta pelo químico francês Antoine Lavoisier. Mas, antes de enunciá-la, observe o exemplo:
A síntese de amônia utilizada atualmente só foi possível ser obtida através das contribuições de Fritz Haber e Carl Bosch. Esta consiste na reação de hidrogênio (H2) e nitrogênio (N2) gasosos sob altíssima pressão (cerca de 200 vezes a pressão atmosférica) e temperatura (em torno de 500 °C):
N2(g) + 3 H2(g) ↔ 2 NH3(g) ∆H = - 92 kJ
A relação molar dessa reação é 1:3:2. Assim, 1 mol de nitrogênio reage com 3 mol de hidrogênio gerando 2 mol de amônia.
Sendo a massa molar do nitrogênio igual a 28 g/mol, do hidrogênio 2 g/mol, e da amônia 17 g/mol, pode-se estabelecer uma relação entre as massas dos reagentes e do produto:
28 gramas de N2 + 6 gramas de H2 ↔ 34 gramas de NH3
Assim, a cada reação de síntese são formados 34 gramas de amônia e, como a reação é reversível, cada reação de decomposição forma 28 gramas de nitrogênio e 6 gramas de hidrogênio. Sendo também o total de 34 gramas de produto.
Portanto, assim fica enunciada a lei de Lavoisier:
Ao término de uma reação química, a massa total inicial dos reagentes é igual a massa total final dos produtos. Ou em outras palavras, a massa é conservada quaisquer que sejam as modificações químicas e/ou físicas que a matéria sofra: na natureza, nada se cria e nada se perde. Tudo se transforma.
Apesar dessa lei ser convenientemente aplicada em sistemas fechados (sem interferência do meio externo), uma possível falha estaria presente se tratando de sistemas abertos: quando uma barra de ferro é exposta ao ambiente atmosférico úmido, após algum tempo, ocorre a corrosão do mesmo. Entretanto, ao invés de estar com mesma massa, está mais pesado.
Vale lembrar que o ferro, ao entrar em contato com ambiente atmosférico úmido (reagindo com a água em estado de vapor e oxigênio gasoso), forma depósitos de ferrugem na superfície metálica:
Fe(s) → Fe2+ + 2e- (oxidação do ferro)
O2 + 2H2O + 4e- → 4OH- (redução do oxigênio)
2Fe + O2 + 2H2O → 2Fe(OH)2 (equação geral da formação da ferrugem)
Sendo assim, de cada 56 gramas de ferro que entram em processo de corrosão (reação com a água e o oxigênio) 90 gramas de hidróxido ferroso são produzidos. Portanto, a lei de Lavoisier continua válida mesmo em ambientes abertos ou em situações em que pelo menos um dos reagentes não é controlado.
Lei de Proust
	
	
Por Susana Lorena
 
  
A lei de Proust  também é conhecida como lei das proporções definidas enuncia o seguinte:
“Uma determinada substância pura contêm sempre os mesmos elementos combinados na mesma proporção em massa, independente da sua origem.”
Na época em que esse estudo foi feito, não haviam aparelhos modernos como os de hoje em dia. Então todos os experimentos foram feitos apenas usando as balanças disponíveis naquela época. E mesmo assim os resultados foram confiáveis o suficiente para gerar resultados que são usados até hoje e foram confirmados com aparelhos melhores.
Isso significa que qualquer substância conhecida mantêm sempre a mesma proporção e elementos em sua composição não importando como ela tenha sido obtida ou o que se faça com essa substância após sua formação.  Por exemplo, o sal de cozinha pode ser fundido a temperaturas muito altas. Mas mesmo após fundido, sua composição continua sendo de 1 átomo de Na para um átomo de Cl.
Quanto a sua origem de formação, o mesmo princípio é levado em consideração. Se nós formarmos NaCl em um ambienterico em Na, o sal formado continuará tendo a mesma proporção de um pra um entre os átomos. O mesmo acontecerá se esse sal for formado em um ambiente rico em Cl.
Fontes:
http://www.fontedosaber.com/quimica/lei-de-proust-lei-das-proporcoes-fixas-ou-definidas.html
http://www.kalipedia.com/glosario/ley-proust-proporciones-definidas.html?x=1229
http://www.soq.com.br/conteudos/ef/reacoesquimicas/p3.php
Lei deDalton
	
	
Por Mayara Lopes Cardoso
 
  
A partir de uma série de experiências relacionadas às misturas gasosas, em 1801 o cientista inglês John Dalton lançou a Lei de Dalton, ou lei das pressões parciais. A lei de Dalton faz referência aos gases perfeitos e teoriza que a pressão total de um sistema é a soma das pressões parciais de todas as partes, ou seja, as pressões exercidas por cada um dos componentes de uma mistura gasosa aos mesmos valores de temperatura e volume. Assim, temos:
PT = PA + PB + PC + ... Pn
Exemplos:
1) Um estudante de Química deseja saber a pressão total de uma mistura gasosa formada por dióxido de carbono (CO2) e oxigênio (O2). Ele sabe que uma determinada massa do dióxido de carbono, quando ocupa sozinho um recipiente, exerce pressão de 10 atm; e que certa massa de oxigênio, sozinho em um recipiente, exerce uma pressão de 25 atm, na mesma temperatura. Assim sendo, quando os dois gases são misturados num mesmo recipiente, o dióxido de carbono contribui com 10 atm para a pressão total, enquanto o oxigênio contribui com 25 atm. Com base na lei de Dalton, tem-se:
Pt = 10 + 25
Pt = 35 atm
A pressão parcial de qualquer um gás, seja ele perfeito ou real, é necessário ter os valores da fração molar, que corresponde ao número de mols do gás dividido pelo total de mols que compõem a mistura. Veja o exemplo:
2) Um balão contém 48g de O2, 24g de He e 160g de SO2. Deseja-se obter a fração molar (X) de cada um destes gases. Sabendo que a massa molar do O2 é de 32 g/mol-1, do He é de 4 g/mol-1 e do SO2 é de 64 g/mol-1. Calcula-se:
nO2 = 48 g : 32 g/mol-1 = 1,5 mol
nHe = 24 g : 4 g/mol-1 = 6 mols
nSO2 = 160g : 64 g/mol-1 = 2,5 mols
Total = 1,5 + 6 + 2,5 = 10 mols
XO2 = 1,5 : 10 = 0,15
XHe = 6 : 10 = 0,60
XSO2 = 2,5 : 10 = 0,25
Supondo que a pressão total (P) desse sistema for igual a 1000 mm Hg, calcula-se a pressão parcial (P) de cada um dos gases:
PO2 = XO2 . P = 0,15 . 1000 = 150 mm Hg
PHe = XHe . P = 0,60 . 1000 = 600 mm Hg
PSO2 = PSO2 . P = 0,25 . 1000 = 250 mm Hg
A lei de Dalton é estritamente válida para misturas de gases perfeitos. Para que essa lei possa ser aplicada aos gases reais, eles devem se encontrar em pressões suficientemente baixas, para que adotem o comportamento de gases perfeitos.
O interesse pelos sistemas formados por misturas gasosas movimenta pesquisas em vários campos da ciência. Como é o caso da Meteorologia, quando são averiguadas as propriedades da atmosfera, e da Medicina, ao estudar a composição dos gases inspirados e expirados pelos seres humanos. Muitos desses conhecimentos se fundamentam na Lei de Dalton.
Referências:
http://pt.wikipedia.org/wiki/Lei_de_Dalton
http://pt.scribd.com/doc/49845913/74/LEI-DE-DALTON-DAS-PRESSOES-PARCIAIS
ESTRUTURA ATÕMICA
 
Do latim atŏmum, um átomo é a quantidade menor de um elemento químico com existência própria, considerada indivisível. O átomo é formado por um núcleo com protões e neutrões e por vários electrões orbitais, cujo número varia consoante o elemento químico.
O átomo também é denominado como sendo a partícula fundamental, graças à sua característica de não poder ser dividido mediante processos químicos. A partir dos séculos XVI e XVII, com o desenvolvimento da química, a teoria atómica começou a avançar com certezas que, até então, eram impossíveis de obter.
Os químicos viriam a descobrir que qualquer líquido, gás ou sólido se podia descompor em vários elementos ou constituintes últimos (por exemplo, cada molécula de água é formada por dois átomos de hidrogénio e um de oxigénio: H2O). Foi John Dalton quem demonstrou que os átomos se uniam entre si de acordo com certas proporções definidas.
Leia mais: Conceito de átomo - O que é, Definição e Significado http://conceito.de/atomo#ixzz3DPqhxwnW
- CLASSIFICAÇÃO PERIÓDICA DOS ELEMENTOS
Classificação dos elementos
 
 
Organização dos elementos baseada em suas propriedades
A classificação periódica dos elementos é feita baseada na Tabela Periódica. A tabela periódica relaciona os elementos em linhas chamadas períodos e colunas chamadas grupos ou famílias, em ordem crescente de seus números atômicos.
As fileiras horizontais na tabela periódica são chamadas períodos e as colunas verticais são chamadas grupos. A primeira coluna (grupo 1) da tabela periódica é a dos metais alcalinos e a última coluna (grupo 18) é a dos gases nobres. As propriedades dos elementos do mesmo grupo são semelhantes.
Existem sete períodos e são:
• 1º: Camada K 
• 2º: Camada L 
• 3º: Camada M 
• 4º: Camada N 
• 5º: Camada O 
• 6º: Camada P
• 7º: Camada Q 
Na Tabela Periódica, os elementos químicos também podem ser classificados em conjuntos, chamados de séries químicas, de acordo com sua configuração eletrônica:
• Elementos representativos: pertencentes aos grupos 1, 2 e dos grupos de 13 a 17.
• Elementos (ou metais) de transição: pertencentes aos grupos de 3 a 12.
• Elementos (ou metais) de transição interna: pertencentes às séries dos lantanídeos e dos actinídeos.
• Gases nobres: pertencentes ao grupo 18.
Além disso, podemos classificar os elementos de acordo com suas propriedades físicas nos seguintes grupos:
Metais: Eles constituem a maioria dos elementos da tabela. São bons condutores de eletricidade e calor, são maleáveis e dúcteis, possuem brilho metálico característico e são sólidos, com exceção do mercúrio.
Não-Metais: São os mais abundantes na natureza e, ao contrário dos metais, não são bons condutores de calor e eletricidade, não são maleáveis e dúcteis e não possuem brilho.
Gases Nobres: São no total 6 elementos e sua característica mais importante é a inércia química.
Hidrogênio: O hidrogênio é um elemento considerado à parte por ter um comportamento único.
 
Por Líria Alves
Graduada em Química
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Química Geral
Tabela Periódica
Propriedades periódicas e aperiódicas
Propriedades periódicas e aperiódicas
 
A tabela periódica existe para organizar os elementos que têm propriedades químicas e físicas semelhantes. Os metais, semimetais, não-metais e gases nobres formam grupos subdivididos para facilitar a localização. 
Mas a Tabela Periódica não é útil apenas para saber sobre a massa atômica, número atômico e distribuição eletrônica dos átomos, podemos usá-la para observar as propriedades periódicas e aperiódicas que são usadas para relacionar as características dos elementos com suas estruturas atômicas. 
Vejamos cada uma em particular: 
Propriedades periódicas: ocorrem à medida que o número atômico de um elemento químico aumenta, ou seja, assume valores que crescem e decrescem em cada período da Tabela Periódica. 
Entre as propriedades periódicas temos: raio atômico, energia de ionização, eletroafinidade, eletronegatividade, densidade, temperatura de fusão e ebulição e volume atômico. 
Demonstração: a propriedade periódica eletronegatividade cresce de baixo para cima e da esquerda para a direita da Tabela, uma vez que quanto menor um átomo maior será sua eletronegatividade. 
Propriedades aperiódicas: os valores desta propriedade variam à medida que o número atômico aumenta, mas não obedecem à posição na Tabela, ou seja, não se repetem em períodos regulares. 
Exemplos de propriedades aperiódicas: calor específico, índice de refração, dureza e massa atômica. É válido ressaltar que a massa atômica sempre aumenta de acordo com o número atômico do elemento, e não diz respeito à posição deste elemento na Tabela.
PorLíria Alves
Graduada em Química
Equipe Brasil Escola
– GRANDEZAS QUÍMICAS
Massa molecular
 
As moléculas são constituídas por átomos unidos através de ligações que podem ser covalentes e iônicas. A massa da molécula é igual à soma dos átomos que a forma, sendo assim, para obtermos a massa molecular devemos somar as massas de todos os átomos contidos na fórmula das substâncias.
Cálculo da Massa Molecular:
Calcular a massa atômica do carbono (C =12u) como exemplo.
C5H10
5.12 = 60
10.1=10
60 + 10 = 70u
Massa molecular do C5H10 : MM=70u
Os índices (5,10) dos elementos foram multiplicados pela massa atômica do carbono (12) e do hidrogênio (1) e em seguida foram somadas as massas dos dois elementos que formam a molécula, resultando 70u, que é a Massa molecular.
Por Líria Alves
Graduada em Química
		
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		 Massa Molecular
	 
		 
 
MASSA MOLECULAR PRINCIPAIS MEDIDAS
INTRODUÇÃO
Para se medir a massa dos átomos foi estabelecido, um padrão, uma base, que é o carbono 12. O carbono 12 tem massa convencional 12. Se lembrarmos que ele é composto por 12 unidades, concluiremos que cada unidade equivale a 1/12 da massa total.
Essa é a chamada unidade de massa atômica - 1 u.m.a. = 1/12 da massa do carbono 12.
Através disso, é possível estabelecer uma relação com a massa atômica de um átomo qualquer, descobrindo-se quantas vezes a massa atômica do átomo é maior que 1/12 do carbono 12.
Veja o magnésio - Mg. Ele tem uma massa que vale 24 u.m.a. ou seja, 24 x 1/12 do C12, o que corresponde a 2 átomos de C12.
Concluindo - Massa atômica é o número que expressa quantas vezes a massa de um átomo é maior que 1/12 da massa do carbono 12. Usa-se sempre abreviações. No caso do magnésio, se expressa assim
Mol e número de Avogadro: qual a relação?
 
 
Amedeo Avogadro (1786-1856)
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)
Por Líria Alves
Graduada em Química
Equipe Brasil Escola
Mol: Como medir a quantidade de átomos e moléculas
COMENTE
Fábio Rendelucci
11/08/200510h18
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Talvez a grandeza mais conhecida pelos químicos seja o mol. No entanto, quando ensinamos isso aos alunos, parece que estamos falando em algo fantástico ou sobrenatural.
Vamos fazer um exercício de memória: feche os olhos e regrida até seus tempos de primário, onde a "tia" ensinou a você sobre a dúzia. Ela mostrou que uma dúzia correspondia a doze unidades e começou a torturá-lo com problemas que diziam mais ou menos o seguinte: Joãozinho foi à feira e comprou meia dúzia de bananas. Quantas bananas ele comprou?
Ou você está rindo ou achando que o autor deste artigo está louco, mas o conceito de mol é bem semelhante à questão da dúzia...
Mol é uma quantidade
Assim como ao falar em dúzia - não importa se de bananas, laranjas, pessoas, carros -, estamos nos referindo a uma quantidade - doze - de alguma coisa, quando nos referimos à dezena estamos nos referindo à quantidade dez de alguma coisa. Pois bem, quando falamos em mol, também estamos nos referindo a uma certa quantidade de alguma coisa.
A única diferença entre dúzia, dezena e mol é a quantidade que representam. Se dúzia sugere imediatamente 12, dezena sugere 10, basta saber agora quanto o mol representa. A quantidade é bastante grande: 6,02 x 10²³.
Assim, se uma dúzia de laranjas corresponde a 12 laranjas, um mol de laranjas corresponde a 6,02 x 10²³ laranjas. Simples assim!
Mas o que o mol mede?
Nada. Mol não é uma unidade de medida, é uma quantidade. Você pode utilizar-se dele para indicar uma quantidade do que quiser mas, assim como usamos dúzia quando apropriado, tomaremos esse cuidado também com o mol. Você não vai à padaria e pede: "Por favor, poderia me fornecer 10²³ mols ou moles de pães?"
Embora possa fazer isso, o atendente provavelmente ficará olhando para você com cara de ponto de interrogação. É mais conveniente pedir meia dúzia de pães, embora as duas formas estejam se referindo à mesma quantidade.
Na química, como lidamos com átomos e moléculas e estes são muito pequenos, uma pequena quantidade de qualquer substância possui um número muito grande deles. Neste caso, o mol é bastante apropriado e útil.
Quantificando em mol
Apesar de me tornar repetitivo e insistente, volto a dizer que você usa o mol como usa a dúzia. Se você precisa se referir a 6,02 x 10²³ moléculas, você pode dizer simplesmente 1 mol de moléculas. Se disserem a você que uma amostra contém meio mol de moléculas, você entenderá que existem 3,01 x 10²³ moléculas (6,02 x 10²³ dividido por dois). Não é igualzinho aos problemas propostos pela "tia" do primário?
Complicando... ou tentando complicar
Vamos voltar ao primário e pegar um problema mais difícil: Quantas patas há em uma dúzia de galinhas? E quantos bicos?
A resposta deve ter sido imediata: duas dúzias (ou 24) patas e uma dúzia (ou 12) bicos. Seu raciocínio foi o seguinte: cada galinha tem duas patas, portanto, doze galinhas têm 2 x 12 = 24 patas; cada galinha tem um bico portanto doze galinhas têm 1 x 12 = 12 bicos.
Veja agora este problema de Química: Em um mol de moléculas de água (H2O), quantos átomos de hidrogênio existem? E quantos átomos de oxigênio existem?
Você resolverá da mesma forma: se uma molécula de água tem dois átomos de hidrogênio, um mol de moléculas têm (1 x 2) 2 mol (ou 12,04 x 10²³) de átomos de hidrogênio. Se cada molécula de água tem um átomo de oxigênio, um mol de moléculas de água têm (1 x 1) 1 mol (ou 6,02 x 10 ²³) de átomos de oxigênio.
O número de Avogadro
Esse estranho número, 6,02 x 10²³, recebeu o nome de número de Avogadro em homenagem a Amedeo Avogadro, físico italiano que trabalhou na teoria cinética dos gases e imortalizou-se pela conhecida hipótese de Avogadro: "Volumes iguais de uma substância gasosa, nas mesmas condições de temperatura e pressão, contêm o mesmo número de moléculas."
Ligações Químicas
	
	
Por André Luis Silva da Silva
 
  
Basicamente, duas forças de naturezas distintas atuam no interior da matéria: são as forças intermoleculares,isto é, entre moléculas, e as forças intramoleculares, que agem no interior dessas moléculas, entre dois ou mais átomos. As forças intermoleculares podem ser descritas, sucintamente, como Pontes de Hidrogênio ou Forças de Van der Waals. As forças intramoleculares são as famosas ligações químicas, que podem ser do tipo iônico, covalente ou metálico. O propósito deste texto é abordar aspectos referentes às forças intramoleculares, isto é, referentes às ligações químicas.
Sem nenhuma dúvida, ainda hoje as forças que atuam entre átomos representam um dos aspectos mais intrigantes de todo o estudo da química. Destas forças, as mais fortes são as ligações químicas, responsáveis pela união estável de átomos, resultando na formação de moléculas, sendo estas as bases constituintes de toda matéria que conhecemos.
As ligações químicas representam interações entre dois ou mais átomos, interações essas que podem ocorrer por doação de elétrons, compartilhamento de elétrons ou ainda deslocalização de elétrons. Cada um desses processos é caracterizado por uma denominação de ligação química. É importante, entretanto, salientar que a grande maioria das ligações não ocorre de modo a pertencer 100% a um determinado grupo. O que ocorre é determinada ligação apresentar propriedades intermediárias a um e a outro grupo. Mas esse aspecto intermediário raramente é abordado na literatura química, sendo utilizada a classificação predominante para a ligação química em questão.
De modo geral, como fora mencionado, pode ocorrer a doação e o recebimento de elétrons entre dois átomos, caracterizando uma ligação denominada de Ligação Iônica. Nessa ligação, predominam as forças eletrostáticas que atraem os íons de cargas opostas. A ligação iônica é a responsável pela formação de compostos iônicos, e ocorre entre um átomo metálico e um átomo não metálico, com doação de elétrons por parte do primeiro e recebimento de elétrons por parte do segundo.
Quando se combinam dois átomos que possuem um mesma tendência de ganhar e perder elétrons, ocorre então a formação de uma Ligação Covalente. Sob essas condições, não ocorre uma transferência total de elétrons. Nesse processo, ocorre um compartilhamento de elétrons, aos pares. A ligação covalente,  sempre entre dois átomos não metálicos, forma os compostos de natureza molecular, de modo a constituir uma molécula de natureza polar (ligação entre dois átomos diferentes) ou apolar (entre dois átomos iguais).
Já a Ligação Metálica traz um processo distinto. Os elétrons distribuem-se sobre núcleos positivos de átomos metálicos, formando uma nuvem eletrônica sobre toda estrutura da matéria formada, sendo esta a responsável pelas propriedades metálicas da matéria constituída.
Ligação Iônica
 
 
A Ligação iônica dá origem ao sal de cozinha
Quando ocorrem ligações entre íons positivos (cátions) e negativos (ânions) denominamos de Ligações Iônicas. Essa ligação é a única em que a transferência de elétrons é definitiva. Uma ligação iônica envolve forças eletrostáticas que atraem íons de cargas opostas. Íons são átomos em desequilíbrio elétrico e apresentam carga positiva ou negativa.
Esse tipo de ligação geralmente ocorre entre um átomo ou agrupamento de átomos que tem tendência a ceder elétrons e um átomo ou agrupamento de átomos que tem tendência a receber elétrons. Os átomos que apresentam facilidade em perder elétrons, são em geral os metais das famílias IA, IIA e IIIA, e os que recebem elétrons são os ametais das famílias VA, VIA e VIIA.
Os compostos iônicos, em geral, apresentam altos pontos de fusão e ebulição, são sólidos, duros e quebradiços e solubilizam-se facilmente em solventes polares.
Formação do composto iônico
Arranjos entre compostos iônicos formam substâncias iônicas. Tudo começa quando os íons unem-se devido às forças de atração eletrostática. Se observarmos por um microscópico, perceberemos a formação de retículos cristalinos, que são aglomerados de íons de forma geométrica bem definida.
Os sais e outros grupos de minerais possuem íons que formam compostos iônicos e, conseqüentemente, substâncias iônicas. O cloreto de sódio (o sal de cozinha) é um exemplo de substância iônica, formada de inúmeros aglomerados iônicos. O arranjo entre os cátions sódio (Na+) e os ânions cloreto (Cl -), que se atraem fortemente por terem cargas contrárias, forma a substância cloreto de sódio.
Por Líria Alves
Graduada em Química
Ligação Covalente
	
	
Por Júlio César Lima Lira
 
  
Praticamente todos os ametais da tabela periódica estabelecem entre si ligações onde há compartilhamento de elétrons, ou seja, o par ou pares eletrônicos compartilhados fazem parte, quase que simultaneamente, das eletrosferas dos participantes da ligação.
Alguns compostos como CO2, HCl, SiO2, AlCl3, são exemplos de espécies de maior caráter covalente  (frente ao caráter iônico – até porque esse não está totalmente excluído): assim, tomando o dióxido de carbono, os dois átomos de oxigênio (com 6 elétrons de valência) adquirem mais 2 elétrons do carbono (com 4 de valência) e completam o octeto. Da mesma forma, como o carbono compartilha 4 pares com cada átomo de oxigênio (portanto, 8 elétrons) também adquire condição de octeto completo.
Elétrons de Valência
Nas ligações covalentes, como também nas iônicas, os elétrons participantes localizam-se na camada mais externa, sendo chamados então de elétrons de valência.
De acordo com a regra do octeto, o número de elétrons de valência para um átomo estável (contando os compartilhados na ligação) deve ser igual a 8 ou 2 (quando o átomo assemelha-se ao gás nobre hélio) – embora hajam diversos casos em que essa regra não é válida.
A Força da Ligação Covalente
As ligações por compartilhamento de elétrons, inclusive as covalentes coordenadas, são sistematicamente mais fracas que as do tipo eletrostática (ligações iônicas) e metálica, logo, necessitam de menor quantidade de energia para serem rompidas. Entretanto, de acordo com o tipo de interação intermolecular, compostos covalentes frequentemente são visto sob estado sólido (iodo, diamante, sílica), alguns com ponto de fusão extremamente elevado.
Apesar desse tipo de interação intramolecular ocorrer apenas entre átomos neutros (sem atração de íons), deve ser observado que, em caso de clivagem da ligação, é bem provável que os envolvidos adquiram carga elétrica. A regra é bem simples: com a quebra de ligação covalente entre dois átomos, haverá provável transferência de elétrons para o que apresentar maior eletronegatividade. Caso isso não ocorra, para dois átomos diferentes, ter-se-á um radical (átomo com elétrons desemparelhados).
Ligações Simples, Dupla e Tripla
Verifica-se que ligações covalentes simples são originadas pelo encontro frontal de orbitais s e/ou p: constituindo o tipo sigma (σ). Ao passo que as ligações duplas e triplas possuem uma do tipo sigma e outra(s) do tipo Pi (π).
As do tipo Pi são decorrentes da interação de orbitais s e/ou p orientados perpendicularmente ao eixo z:
As ligações Pi são mais fracas que a sigma porque apresentam uma interpenetração menos intensa, assim, necessitam de menos energia para serem rompidas.
Outro fato a ser observado é que numa ligação tripla, a energia necessária para romper todas as constituintes não é 3 vezes maior que a necessária para romper uma ligação simples. Por exemplo, no etino (acetileno) os dois carbonos apresentam uma ligação tripla entre si de energia de dissociação média igual a 837 KJ/mol. Enquanto que uma ligação simples entre carbono não é 3 vezes mais fraca (a energia de dissociação média é igual a 348 KJ/mol – 2,4 vezes menor).
Isso pode ser explicado pela repulsão dos elétrons ligantes: é certo de que uma ligação tripla é mais forte que uma dupla que, por sua vez, é mais forte que uma ligação simples. Porém, quanto mais elétrons são envolvidos maior será a força de repulsão entre eles. Assim, diminuem a estabilidade das ligações e as tornam proporcionalmente menos intensas
Ligação Metálica
 
 
É precisohaver uma ligação entre metais para produzir joias de ouro
Os metais são elementos químicos presentes na Tabela Periódica. Eles apresentam propriedades únicas que se diferem das outras substâncias: ametais, gases, etc.
Se fosse possível visualizar a estrutura de um metal de forma bem nítida veríamos os retículos cristalinos presentes nos metais sólidos. Esses retículos são compostos de cátions envoltos por uma espessa camada de elétrons. Como se sabe, os íons cátions apresentam carga + e os elétrons - .
Na composição atômica existe a camada de valência, e os elétrons se movimentam livremente por essa camada mantendo a atração eletromagnética pelos cátions. Essa propriedade permite a formação das moléculas de metais e, consequentemente, dos próprios metais.
É justamente toda essa estrutura do metal que lhe concede a capacidade de ser ótimo condutor de corrente elétrica. É importante ressaltar que os metais conduzem eletricidade estando no estado sólido ou líquido (metal fundido). Inclusive, existe um metal que se encontra no estado líquido na natureza, que é o mercúrio, cujo símbolo atômico é Hg.
Quanto ao aspecto físico dos metais, o que se pode dizer é que, em geral, possuem um aspecto metálico (cinza brilhante). Os que fogem a esta regra são o ouro (Au) e o cobre (Cu), que apresentam cor dourada e avermelhada, respectivamente.
Até agora falamos apenas dos metais no estado puro como: ouro, cobre, mercúrio. Mas em nosso cotidiano usamos muito mais o que chamamos de ligações metálicas. Mas o que exatamente é uma liga de metais? São materiais com propriedades metálicas que contêm em sua composição um outro elemento sem ser metal.
As ligas metálicas são preferenciais na fabricação de alguns objetos, por possuírem características que os metais puros não possuem, como por exemplo: a liga de ouro usada nas joalherias. A característica dessa liga é de aumentar a dureza do material, a liga de ouro é composta pela ligação entre ouro, prata e cobre.
Veja mais exemplos:
Amálgama dental: liga de mercúrio, prata e estanho, é usada nas obturações dentárias;
Bronze: liga de cobre e estanho, é aplicada na fabricação de sinos, estátuas e moedas;
Aço inoxidável: liga de carbono, ferro, cromo e níquel, através da ligação entre estes metais é possível fabricar utensílios de cozinha como talheres e ainda peças de carro. Esse material possui uma vantagem especial: não se enferruja.
Por Líria Alves
Graduada em Química
Tipos de Reações Químicas
 
 
Reação de síntese: presente em flashes fotográficos.
O que evidencia uma reação é a transformação que ocorre nas substâncias em relação ao seu estado inicial, essas modificações dependem do tipo de reação que os reagentes irão passar.
Existem vários critérios para classificar reações químicas, um deles relaciona o número de substâncias que reagem (reagentes) e o número de substâncias produzidas (produtos). Para melhor exemplificar iremos utilizar as letras: A, B, C, X, Y.
Reação de síntese ou adição: são aquelas que duas ou mais substâncias originam um único produto.
A + B → C
Exemplo dessa reação: quando o magnésio reage com o oxigênio do ar:
2Mg(s) + 1 O2(g) → 2MgO(s)
Essa reação se faz presente em flashes fotográficos descartáveis e foguetes sinalizadores.
Reação de análise ou decomposição: nessa reação uma única substância gera dois ou mais produtos.
A → B + C
Algumas reações recebem nomes especiais:
Eletrólise: as substâncias se decompõem pela passagem de corrente elétrica.
Fotólise: decomposição da substância química pela luz.
Pirólise: decomposição pela ação do calor e do fogo.
Exemplo: Os airbags são dispositivos de segurança presentes em vários automóveis. Quando acionamos esse dispositivo, a rápida decomposição do composto de sódio NaN3(s) origina N2(g) que faz inflar os airbags. Veja a reação:
2 NaN3(s) → 3 N2(g) + 2 Na(s)
Reação de simples troca ou deslocamento: ocorre quando uma substância simples reage com uma composta originando novas substâncias: uma simples e outra composta.
A + XY → AY + X
Exemplo: Quando uma lâmina de zinco é introduzida em uma solução aquosa de ácido clorídrico, vai ocorrer a formação de cloreto de zinco e o gás hidrogênio vai ser liberado.
Zn (s) + 2 HCl (aq) → ZnCl2(aq) + H2 (g)
Observe que o Zinco deslocou o Hidrogênio, daí o porque do nome “reação de deslocamento”.
Reação de dupla troca: dois reagentes reagem formando dois produtos, ou seja, se duas substâncias compostas reagirem dando origem a novas substâncias compostas recebem essa denominação.
AB + XY → AY + XB
Exemplo: a reação entre o ácido sulfúrico com hidróxido de bário produz água e sulfato de bário.
H2SO4 (aq) + Ba(OH)2(aq) → 2 H2O(l) + BaSO4(s)
O produto sulfato de bário: BaSO4(s) é um sal branco insolúvel.
Por Líria Alves
Graduada em Química
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. 
Representação de uma Equação Química: 
Reagentes → Produtos 
Através da Equação Química é possível saber o estado físico do átomo participante da reação, através das letras respectivas entre parênteses: Gás (g), Vapor (v), Líquido (l), Solução aquosa (aq), Sólido (s), Cristal (c). 
Símbolos podem ser usados para descrever uma reação:
- Catalisadores ou aquecimento: ∆ 
- Formação de um precipitado: ↓ 
- Quando a reação é reversível: ↔ 
- Presença de luz: λ 
Números são utilizados para descrever as proporções das diferentes substâncias que entram nas reações, veja a equação: 
H2 + Cl2 → 2 HCl 
Esse número que antecede o elemento, no caso o número 2, é chamado de coeficiente estequiométrico. A função desse coeficiente é indicar a quantidade de cada substância que participa da reação. 
Através de uma equação é possível saber praticamente tudo sobre uma reação química.
Por Líria Alves
Graduada em Química
Equipe Brasil Escola
Balanceamento de Equações Químicas
	
	
Por Júlio César Lima Lira
 
  
A estequiometria  de uma reação química  é de suma importância por informar o reagente limitante, a massa e volume (no caso de gases) finais dos produtos, a quantidade de reagentes que deve ser adicionada para que determinada quantidade de produto seja obtido, dentre outros dados. Portanto, o balanceamento de equações químicas  deve ser feita sempre que se deseja retirar alguma informação acerca de uma reação fornecida.
Para que o balanceamento de reações químicas seja feito de maneira correta, deve-se atentar para os seguintes princípios:
1)      Lei de conservação de massa: Essa lei indica que a soma das massas de todos os reagentes deve ser sempre igual à soma das massas de todos os produtos (princípio de Lavoisier).
2)      Lei das proporções definidas: Os produtos de uma reação são dotados de uma relação proporcional de massa com os reagentes. Assim, se 12g de carbono reagem com 36g de oxigênio para formar 48g de dióxido de carbono, 6g de carbono reagem com 18g de oxigênio para formar 24g de dióxido de carbono.
3)      Proporção atômica: De maneira análoga à lei das proporções definidas, os coeficientes estequiométricos devem satisfazer as atomicidades das moléculas de ambos os lados da equação. Portanto, são necessárias 3 moléculas de oxigênio (O2) para formar 2 moléculas de ozônio (O3).
Deve-se lembrar que, de acordo com a IUPAC, os coeficientes estequiométricos devem ser os menores valores inteiros possíveis.
Métodos de Balanceamento
MÉTODO DAS TENTATIVAS
Como o nome já sugere, consiste na escolha de números arbitrários de coeficientes estequiométricos. Assim, apesar de mais simples, pode se tornar a forma mais trabalhosa de balancear uma equação.
MÉTODO ALGÉBRICO
Utiliza-se de um conjunto de equações, onde as variáveis são os coeficientes estequiométricos. Sendo que, essas equações podem ser solucionadas por substituição, escalonamento ou por matrizes (através de determinantes).
Exemplo: NH4NO3 → N2O + H2O
Passo 1: Identificar os coeficientes.aNH4NO3 → bN2O + cH2O
Passo 2: Igualar as atomicidades de cada elemento respeitando a regra da proporção atômica. Assim, deve-se multiplicar a atomicidade de cada elemento da molécula pelo coeficiente estequiométrico identificado anteriormente.
Para o nitrogênio: 2a = 2b (pois existem 2 átomos de N na molécula NH4NO3)
Para o hidrogênio: 4a = 2c
Para o oxigênio: 3a = b + c
Ou seja, o número de átomos de cada elemento deve ser igual no lado dos reagentes e no lado dos produtos.
Passo 3: Resolver o sistema de equações
Se 2a = 2b, tem-se que a = b.
Se 4a = 2c, tem-se que 2a = c.
Portanto, atribuindo-se o valor arbitrário 2 para o coeficiente a, tem-se:
a = 2, b = 2, c = 4.
Mas, como os coeficientes devem ser os menores valores inteiros possíveis:
a = 1, b = 1, c = 2.
Passo 4: Substituir os valores obtidos na equação original
1NH4NO3 → 1N2O + 2H2O, ou simplesmente, NH4NO3 → N2O + 2H2O
MÉTODO REDOX
Baseia-se nas variações dos números de oxidação dos átomos envolvidos de modo a igualar o número de elétrons cedidos com o número de elétrons ganhos. Se no final do balanceamento redox faltar compostos a serem balanceados, deve-se voltar para o método das tentativas e completar com os coeficientes restantes.
Exemplo: Fe3O4 + CO → FeO + CO2
Passo 1: Identificar os átomos que sofrem oxirredução e calcular as variações dos respectivos números de oxidação.
Sabendo-se que o Nox do oxigênio é -2 para todos os compostos envolvidos. O Nox do Ferro varia de +8/3 para +2. E, o Nox do carbono de +2 para +4.
Portanto, o ferro se reduz e o carbono se oxida.
ΔFe = 8/3 – 2 = 2/3 (variação de Nox do ferro)
ΔC = 4 – 2 = 2 (variação de Nox do carbono)
Passo 2: Multiplicar a variação de Nox pela respectiva atomicidade no lado dos reagentes e atribuir o valor obtido como o coeficiente estequiométrico da espécie que sofreu processo reverso. Assim, o número obtido pela multiplicação da variação de Nox do ferro pela sua atomicidade deve ser atribuído como o coeficiente estequiométrico da molécula de CO.
Para o ferro: 2/3 . 3 = 2
Para o carbono: 2 . 1 = 2
Portanto, o coeficiente do Fe3O4 é igual a 2, e o coeficiente do CO também.
2Fe3O4 + 2CO → FeO + CO2
Simplificando-se os coeficientes para os menores valores inteiros possíveis, tem-se:
Fe3O4 + CO → FeO + CO2
Passo 3: Acrescentar os coeficientes restantes
Para completar o balanceamento, pode-se realizar o mesmo procedimento utilizado no lado dos reagentes (multiplicando a variação de Nox pela atomicidade do elemento na molécula) ou realizar o método de tentativas.
A primeira opção é a mais viável, embora para equações mais simples (como a indicada como exemplo) possa ser utilizado o segundo método. O fato é que ambos os métodos devem levar à mesma resposta final.
Como a atomicidade do carbono no CO2 é igual a 1, multiplicando-se pela variação do Nox 2, obtém-se o coeficiente 2 para o FeO. Do mesmo modo, sendo a variação de Nox do ferro igual a 2/3, multiplicando-se pela atomicidade 1 na molécula de FeO, obtém-se o coeficiente 2/3 para o CO2.
Agora, basta balancear o lado dos produtos:
Fe3O4 + CO → 2FeO + 2/3CO2
Como os coeficientes devem ser os menores valores inteiros possíveis, deve-se multiplicar a equação por 3/2 a fim de retirar o coeficiente fracionário do CO2:
Fe3O4 + CO → 3FeO + CO2
MÉTODO ÍON-ELÉTRON
Baseia-se na divisão da reação global de oxirredução em duas semi-equações. Sendo que, para a semi-equação de redução deve-se acrescentar os elétrons no lado dos reagentes e o ânion no lado dos produtos. De forma análoga, para a semi-equação de oxidação, deve-se adicionar os elétrons no lado dos produtos junto à espécie oxidada, enquanto que no lado de reagentes deve estar a espécie mais reduzida.
Exemplo: CuSO4 + Ni → NiSO4 + Cu
Passo 1: Identificar as espécies que sofrem oxidação e redução
No composto CuSO4, o cobre possui Nox +2 e transforma-se em cobre puro com Nox 0. Assim como, o Níquel puro passa do estado 0 para o estado de oxidação +2. Portanto, o cobre 2+ sofre redução e o níquel oxidação.
Passo 2: Escrever as semi-equações
Cu2+ + 2e → Cu
Ni → Ni2+ + 2e
Passo 3: Somar as semi-equações de modo a balanceá-las e cancelar os elétrons cedidos com os ganhos
Cu2+ + Ni → Ni2+ + Cu, ou simplesmente, CuSO4 + Ni → NiSO4 + Cu
Caso a quantidade de elétrons cedidos e ganhos não fosse igual, as duas semi-equações deveriam ser multiplicadas por números inteiros de modo a equilibrar as cargas.
Se a equação inicial possuir íons H+ em um dos lados ou átomos de oxigênio, também em um dos lados, deve-se balancear a primeira espécie com moléculas de hidrogênio e a segunda com moléculas de água.
Oxirredução
	
	
Por Luiz Molina Luz
 
  
Conceito
As transformações químicas podem ser divididas em dois grandes grupos:
- reações nas quais os elementos participantes não têm alterados seus números de oxidação; são reações sem oxirredução.
- reações nas quais um ou mais elementos têm alterados seus números de oxidação; são reações com oxirredução.
Exemplo:
Na primeira reação, o número de oxidação do Zn é alterado de zero (Zn) para +2 (Zn(OH)2), e o átomo de mercúrio passa de +2 (HgO) para zero (Hg). Na segunda reação, todos os elementos conservam seus números de oxidação.
Oxidantes e Redutores
Oxidação é o aumento do número de oxidação, e redução é a diminuição do número de oxidação. Vejamos uma reação bem simples, que ocorre em meio aquoso:
É uma reação de oxirredução, pois os elementos tiveram seus números de oxidação alterados. O Zn, ao passar para Zn2+, perdeu dois elétrons, sofrendo oxidação:
Zn – 2e- → Zn2+
O Cu2+, ao passar para Cu, ganhou dois elétrons, sofrendo redução:
Cu2+ + 2e- → Cu
Os fenômenos de oxidação e redução são concomitantes: se existe substâncias que ganham elétrons, deve haver substâncias que perdem elétrons; as primeiras provocam oxidação, e as outras, redução.
Dá-se o nome de oxidante ao elemento ou à substância que provoca oxidação, e de redutor, ao elemento ou substância que provoca redução.
Resumindo:
O oxidante ganha elétrons e se reduz, e o redutor perde elétrons e se oxida. A oxidação, portanto, corresponde à perda de elétrons, e a redução, ao ganho de elétrons.
Essas conclusões são válidas quando estão envolvidos apenas íons simples. É o caso do nosso exemplo. Na maior parte das vezes, a modificação do número de oxidação não se deve a uma transferência de elétrons, mas sim a uma modificação na estrutura das substâncias. Veja, por exemplo, o caso da reação:
Cada manganês, ao ter alterado seu número de oxidação +7 para +2, abandona a estrutura MnO4-, passando a Mn2+. Cada carbono, ao passar de +3 para +4, deixa a estrutura C2O42-, passando à estrutura CO2.
Nesse caso, apesar de a variação do número de oxidação ocorrer como conseqüência de modificações estruturais, é práticoconsiderar que houve “ganho” e “perda” de elétrons. O manganês, ao passar de +7 para +2, comportou-se como se tivesse “ganho” cinco elétrons, fato altamente improvável, já que a transferência de mais de três elétrons é muito difícil. O carbono, por sua vez, ao passar de +3 para +4, comportou-se como se tivesse “perdido” um elétron.
Ao adotar a transferência de elétrons, admitindo “ganho” ou “perda”, estamos fazendo uma simplificação útil e prática
Composto Inorgânico
	
	
Por Júlio César Lima Lira
 
  
Os compostos inorgânicos são aqueles formados por átomos ou moléculas de pelo menos dois elementos diferentes, e que não apresentam átomos de carbono em cadeias ligados a átomos de hidrogênio. Assim, o CO2, H2CO3 ou outros compostos carbonados, são inorgânicos por não possuírem cadeia carbônica estruturada.
Geralmente, são constituídos por ametais (ou hidrogênio) ligados a átomos metálicos e são subdivididos em iônicos, covalentes e de coordenação. A principal diferença está entre os iônicos e covalentes: se a diferença de eletronegatividadeentre os átomos ligados for muito alta (acima de 1,7 eV) o composto será iônico. Caso contrário, covalente. Entretanto, não é raro observar compostos que apresentamas duas características.
A maioria dos compostos é classificada como sal, ácido, base ou óxido.
Principais compostos Inorgânicos
Água
A água é o mais importante composto inorgânico que se tem conhecimento; tanto pela parte biológica quanto química. Pois écapaz de dissolver com facilidade uma ampla gama de substâncias, além de servir como meio de contato para diversas reações, como: formação de sais solúveis em neutralização de ácidos e bases ou oxirredução em pilhas eletroquímicas.
CO2, SO2, SO3, NOx
Os óxidos gasosos (especialmente de carbono, enxofre e nitrogênio) estão presentes em toda atmosfera terrestre. Seja por serem produzidos pela queima de combustível fóssil, ou pela respiração (CO2). Assim como, são conhecidos como altamente prejudiciais por causarem fragilização da camada de ozônio e chuvas ácidas (através da reação com água).
NaHCO3
O hidrogenocarbonato de sódio (ou bicarbonato de sódio) é um sal ácido proveniente da neutralização parcial entre o ácido carbônico (H2CO3) e o hidróxido de sódio (NaOH). Assim, pode ser utilizado para neutralizar outra base ou ácido (gerando outro sal) liberando dióxido de carbono. Por isso, é freqüentemente utilizado em fermentos químicos ou como antiácido.
GASES
Transformações gasosas
 
O estado gasoso é o estado fluido da matéria, para estudar esse estado físico precisamos levar em consideração as seguintes grandezas: temperatura (T), pressão (P), volume (V).
Um gás pode passar por três transformações distintas: isobárica, isovolumétrica ou isotérmica. Vejamos por que:
Transformação isobárica: acontece quando a pressão é constante e o volume e a temperatura variam.
Se aumentarmos a temperatura de um gás e mantivermos constante sua pressão, observaremos um aumento do volume ocupado pelo gás.
V = k
T
A relação entre volume e temperatura pode ser demonstrada pela fórmula:
V1 = V2
T1     T2 
Essa relação representa a Lei de Charles Gay-Lussac, este nome é uma homenagem aos fundadores desta lei: os químicos franceses Jacques A. César Charles (1746-1823), e Joseph Gay-Lussac (1778-1850).
Transformação isovolumétrica: nesse caso o volume permanece constante e a pressão e temperatura é que variam. Um aumento na temperatura de um gás influi no aumento da pressão por ele exercida, de forma que o quociente seja constante.
P = K
T 
Logo se estabelece a relação:
P1 = P2 
T1     T2
Transformação isotérmica: a temperatura permanece constante e as variáveis são a pressão e o volume.
Quando aumentamos a pressão sobre um gás, o volume ocupado por ele diminui, o que faz com que o produto dessas grandezas seja constante: PV=K.
K= constante
Essa transformação foi observada de forma experimental pelo químico Robert Boyle (1627-1691) e ficou conhecida como Lei de Boyle. 
A partir das equações relacionadas acima, que relatam as três transformações gasosas, é que se chegou à equação que aborda as três variáveis de estado (P, V e T):
P1V1 = P2V2 
  T1         T2 
Essa é conhecida como a equação geral dos gases.
Por Líria Alves
Graduada em Química
Equipe Brasil Escola
Leis dos gases
 
 
Balões meteorológicos – Em altas camadas atmosféricas, a pressão deles é reduzida, expandindo o gás
O estudo dos gases teve início com Torricelli, quando mediu sua pressão e apresentou adequadas explicações sobre o fenômeno.
A primeira pessoa a utilizar o termo gás foi Jean-Baptiste, um naturalista belgo, alquimista e químico.
O termo gás vem do grego caos e significa espaço vazio.
O gás tem como característica principal ocupar totalmente o volume do recipiente que o hospeda, independentemente de sua quantidade.
Isso acontece porque os gases se comportam de forma desordenada em virtude do grau de liberdade que possuem, ocupando totalmente o volume do recipiente a ele oferecido.
Outra característica dos gases é sua grande capacidade de compressão.
Lei Boyle-Mariotte
Diz que a temperatura de uma amostra de gás permanece constante e sua variação de volume é inversamente proporcional a sua variação da pressão.
pV = a
onde:
p = pressão da amostra
V = volume
a = amostra de gás (depende da temperatura em que ocorre a transformação)
Lei de Charles e Gay-Lussac
Se a pressão da amostra do gás for mantida constante, sua temperatura e volume são diretamente proporcionais.
Onde:
V = volume
T = temperatura
Obs.: Essa proporcionalidade volume e temperatura só são válidas para a escala Kelvin.
Lei Geral dos Gases Perfeitos
Procura relacionar em uma transformação de massa gasosa, as variáveis: temperatura, pressão e volume.
É representada pela equação matemática:
Onde:
p1 = pressão inicial
V1 = volume inicial
T1 = temperatura inicial
p2 = pressão final
V2 = volume final
T2 = temperatura final
Por Talita A. Anjos
Graduada em Física
Equipe Brasil Escola
A Equação de Clapeyron
A equação de Clapeyron relaciona as três variáveis de estado (p, V, T) com o número de partículas que compõe um gás.
 
 
Equação de Clapeyron
A equação desenvolvida por Émile Clapeyron relaciona as três variáveis de estado (pressão, volume e temperatura) com a quantidade de partículas (número de mols) que compõe um gás.
A relação que ficou conhecida como A Equação de Clapeyron ou Equação de um gás ideal se dá da seguinte forma:
pV=nRT
onde:
R: constante universal dos gases perfeitos. Seu valor depende das unidades utilizadas para medir as variáveis de estado, podendo ser: 
p: pressão
V: volume
T: temperatura
n: número de mols
O número de mols (n) do gás é dado pela razão entre a massa do gás (m) e sua massa molar (M):
Por Nathan Augusto
Graduado em Física
Condições Normais de Temperatura e Pressão (CNTP)
	
	
Por Ana Maria da Luz
 
  
Uma substância quando está no estado gasoso não tem volume próprio, o seu volume é o mesmo do recipiente que ocupa, pois preenche o volume total do recipiente. A colisão das moléculas de um gás  com as paredes do recipiente, denomina-se pressão, já a temperatura é a medida de agitação molecular.
A equação dos gases ideais é dada por:
PV= nRT
onde:
P= Pressão
V=volume
N= Número de mols
R= Constante universal de um gás ideal = 0,082 atm.L K-1 Mol-1
T= Temperatura em Kelvin
Para um gás ser um gás ideal é preciso diminuir a sua pressão e ao mesmo tempo aumentar a sua temperatura.
Transformações dos gases
Existem quatro tipos de transformações: Isotérmica, Isobárica, Isovolumétrica ou Isocórica e Adiabática
Isotérmica: onde a temperatura é constante e a pressão e o volume são inversamente proporcionais
Isobárica: a pressão é constante, mas o volume e a temperatura são diretamente proporcionais.
Isométrica, Isovolumétrica ou Isocórica: o volume é constante mas, a Pressão e a Temperatura são diretamente proporcionais.
Adiabática: São transformações que ocorrem sem troca de calor.
Para padronizar os valores e unidades de temperatura e pressão dos gases existe a CNTP, sendo essa a sigla dada áCondições Normais de Temperatura e Pressão, cujos valores são:
1 atm para pressão
0 (zero) °C ou 273 Kelvin para temperatura.
No entanto há controvérsias a esse respeito, pois, no ano de 1982 a União Internacional da Química Pura (IUPAC)  especificou que o valor padrão para pressão seria de 105 Pa= 100.000 Pascal = 100KPa que corresponde à 1 bar.
Existe também a CPTP (Condições Padrão de Temperatura e Pressão) que diz que a condição padrão de temperatura é o mesmo da CNTP (273 Kelvin), mas o valor da pressão sendo de 1 atm = 101 325 Pa . Mas, em 1990 a  IUPAC padronizou o valor padrão de temperatura que seria de 273,15 Kelvin  e o mesmo valor para pressão, (105 Pa).
Até 1982 as duas siglas eram sinônimos, após essas atualizações é preciso saber diferenciar as duas siglas. De modo geral a maioria dos livros indicam a CNTP como pressão de 1 atm à zero graus ou 273 Kelvin de temperatura, mas alguns autores mostram  a CNTP como 105 Pa e 273,15 K.
Se formos analisar o Sistema Internacional de unidades (SI),  a unidadede medida para a pressão é pascal Pa e não atm, sendo assim, as condições normais de temperatura e pressão no Si seriam de 105 Pa= 100 000 Pascal = 100KPa e 273,15 Kelvin  para a temperatura.
QUÍMICA DESCRITIVA
	
		 
	 Aproveitamento dos Minerais
	
O papel preponderante desenvolvido pelos minerais no nosso corpo vai desde a constituição de ossos, dentes, músculos, sangue, células nervosas, até na formação de hormônios, na manutenção do equilíbrio hídrico etc.
Existem mais de 20 minerais que são essenciais à saúde, como o cálcio, o ferro, o sódio, o potássio, o fósforo, o zinco, o cloro, o magnésio etc.
A dieta básica do brasileiro não supre as necessidades de minerais, como cálcio, ferro, zinco, selênio e magnésio, o que pode afetar o desenvolvimento físico e mental das crianças, acelerar o envelhecimento e aumentar a incidência de inúmeras doenças.
O cálcio, por exemplo, encontrado nos laticínios, brócolis, sardinhas, mariscos, ostras, repolho crespo, folhas de nabo e mostarda, não atinge mais de 75 mg de consumo diário, enquanto que o ideal é ingerir 800 mg.
Esta deficiência pode ocorrer até mesmo para o magnésio, mineral abundante na natureza, cuja falta no organismo causada por alterações alimentares é considerada rara. Porém, o que acontece principalmente na dieta de mulheres, crianças e idosos, que por terem um menor consumo de calorias também consomem menos feijão, fonte principal do mineral.
O zinco e o selênio são necessários para o aproveitamento das proteínas e o reforço da musculatura, além de retardarem o envelhecimento.
Carnes, fígado, ovos, peixes e frutos do mar são boas fontes de zinco. Enquanto o selênio estaria presente em vegetais, cereais e produtos de origem animal, se não fosse a pobreza do solo brasileiro para este mineral.
A anemia não é a única conseqüência da falta de ferro. Dificuldades na concentração e no aprendizado e alterações imunológicas são outras graves repercussões.
A ingestão inadequada dos minerais inibe a função celular, o que a longo prazo pode predispor a osteoporose, baixar a imunidade, causar doenças degenerativas, tumores e problemas de crescimento em crianças. Para evitar essas conseqüências, é necessário ingerir todos os nutrientes de maneira equilibrada, já que os minerais atuam de forma conjunta. Não adianta saturar uma pessoa de ferro para combater a anemia se não der zinco na quantidade suficiente para fazer a síntese protéica. Por outro lado, o excesso de um mineral também pode se revelar inútil, devido a competição entre eles, há uma grande quantidade de ferro de origem vegetal na dieta brasileira, mas só 3% são absorvidos, a causa é o baixo consumo de vitamina C e de zinco, além de constantes verminoses, comuns na população mais pobre.
Dicas para Garantir maior Aproveitamento do Minerais
• associar o consumo de alimentos ricos em cálcio e ferro com alimentos ricos em vitamina C.
• evitar tomar café ou chá em quantidades excessiva, bem como ingeri-los logo após as refeições.
• evitar utilizar achocolatados e café no leite, pois estes competem com o mineral, não propiciando uma boa absorção.
Elementos Químicos
 
O ferro é um dos elementos da tabela periódica
Elemento Químico pode ser definido como um conjunto formado por átomos de mesmo número atômico (Z). Eles são representados por símbolos adotados de acordo com critérios internacionais, sendo que esses símbolos são reconhecidos em qualquer língua ou alfabeto, ou seja, o símbolo é o mesmo em qualquer país, por exemplo, a Prata é reconhecida internacionalmente pela sigla “Ag”.
Todos os elementos possuem massa atômica, número atômico, ponto de fusão e ebulição. Atualmente são conhecidos 114 elementos, sendo que apenas 88 deles são encontrados na natureza (elementos naturais) e o restante são sintéticos (elementos químicos cujos átomos são produzidos artificialmente).
Devido à variedade de elementos existentes, esta seção foi montada exclusivamente para eles, nela você confere as propriedades e características dos principais elementos.
Por Líria Alves
Graduada em Química
Equipe Brasil Escola
Importância dos ácidos e das bases
Escrito por Charles Pearson | Traduzido por Vitor Tavares
 
 
 
Ácidos e bases podem ser utilizados em uma grande variedade de funções
acid sign image by Bram J. Meijer from Fotolia.com
Ácidos e bases são materiais corrosivos que roubam átomos de hidrogênio dos materiais que entram em contato com eles. Estas substâncias podem ser usadas em uma grande variedade de funções e podem, em contato direto, se neutralizarem.
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Limpeza
Tanto ácidos como bases funcionam como agentes de limpeza, uma vez que ambos possuem a capacidade de remover manchas e sujeiras de superfícies. O sabão é um exemplo de uma base.
Digestão
Os ácidos são usados ​​para dissolver o alimento no estômago, para que esse alimento possa ser absorvido posteriormente no intestino. As pessoas que produzem ácido em excesso no estômago, podem fazer uso de antiácidos, que são bases destinadas a neutralizar o ácido estomacal.
Cosméticos
Ácidos e bases são usados ​​para limpar a pele e deixá-la mais macia. No entanto, aqueles muito fortes podem queimar a pele.
Desinfetante
Ácidos fortes podem matar bactérias e outros microrganismos, prevenindo, dessa forma, certas doenças.
Materiais
As bases são usadas para fazer uma variedade de materiais. Hidróxido de sódio, por exemplo, é usado para fazer papel e seda artificia. Hidróxido de cálcio é usado para fazer gesso e argamassa
SOLUÇÕES
Conceito de Solução
Em Química, o termo solução designa uma mistura homogénea e intrínseca de duas ou mais substâncias químicas diferentes formando um sistema homogéneo. Estas partículas podem ser moléculas, átomos ou iões.  De referir que uma solução é uma mistura e não uma combinação de substâncias na medida em que a quantidade dos componentes que a formam pode ser variável. Por exemplo, para determinada quantidade de água podem ser adicionadas diferentes quantidades de açúcar e a mistura obtida será sempre uma solução de dois produtos mas a sua composição vai variando
Concentração
Química
Em Química, concentração é a razão entre a quantidade ou a massa de uma substância e o volume do solvente em que esse composto se encontra dissolvido. A forma com que uma substância se distribui em outra por unidade de referência. Wikipédia
Densidade
A densidade é uma grandeza que expressa a razão entre a massa de um material e o volume por ele ocupado.
 
 
A diferença de densidade é a propriedade que mantém os líquidos da figura separados
A densidade é uma propriedade específica de cada material que serve para identificar uma substância. Essa grandeza pode ser enunciada da seguinte forma:
Matematicamente, a expressão usada para calcular a densidade é dada por:
A unidade de densidade no SI é o quilograma por metro cúbico (kg/m3), embora as unidades mais utilizadas sejam o grama por centímetro cúbico (g/cm3) ou o grama por mililitro (g/mL). Para gases, costuma ser expressa em gramas por litro (g/L).
Conforme se observa na expressão matemática da densidade, ela é inversamente proporcional ao volume, isto significa que quanto menor o volume ocupado por determinada massa, maior será a densidade. Para entendermos como isso se dá na prática, pense, por exemplo, na seguinte questão: o que pesa mais, 1 kg de chumbo ou 1 kg de algodão?
Na realidade, eles possuem a mesma massa, portanto, o “peso” deles é o mesmo. Porém, a diferença consiste na densidade, pois 1 kg de chumbo se concentra em um volume muito menor que 1 kg de algodão. A densidade do algodão é pequena, porque sua massa se espalha em um grande volume.
Desse modo, vemos que a densidade de cada material depende do volume por ele ocupado. E o volume é uma grandeza física que varia com a temperatura e a pressão. Isso significa que, consequentemente, a densidade também dependerá da temperatura e da pressão do material.  
Um exemplo que nos mostraisso é a água. Quando a água está sob a temperatura de aproximadamente 4ºC e sob pressão ao nível do mar, que é igual a 1,0 atm, a sua densidade é igual a 1,0 g/cm3. No entanto, no estado sólido, isto é, em temperaturas abaixo de 0ºC, ao nível do mar, a sua densidade mudará – ela diminuirá para 0,92 g/cm3.
Note que a densidade da água no estado sólido é menor que no estado líquido. Isso explica o fato de o gelo flutuar na água, pois outra consequência importante da densidade dos materiais é que o material mais denso afunda e o menos denso flutua.
Para compararmos essa questão, veja a figura abaixo, na qual temos um copo com água e gelo e outro copo com uma bebida alcoólica e gelo:
Observe que o gelo flutua quando colocado na água e afunda quando colocado em bebidas alcoólicas. A densidade é a grandeza que explica esse fato. Conforme já dito, a densidade do gelo (0,92 g/cm3) é menor que a da água (1,0 g/cm3); já a densidade do álcool é de 0,79 g/cm3, o que significa que é menor que a densidade do gelo, por isso o gelo afunda.
Outra questão que pode ser observada na ilustração é que o gelo não fica totalmente acima da superfície da água. Isso ocorre porque, comparando a densidade do gelo com a da água, podemos calcular pela diferença entre elas que é necessário apenas 92% do volume do gelo para igualar a massa de água que ele desloca. Dessa forma, 92% do volume do gelo fica abaixo da superfície da água; e apenas 8% fica acima da superfície. É por isso que os icebergs são tão perigosos para a navegação.
É em razão disso que várias espécies animais e vegetais sobrevivem, pois em épocas frias a água da superfície de mares e lagos se congela. Quando a temperatura aumenta, esse gelo derrete. No entanto, se o gelo formado afundasse, ficando no fundo dos lagos e mares, o resultado seria que dificilmente esse gelo derreteria e em pouco tempo as vidas das espécies nessas regiões estariam comprometidas
Molaridade
	
	
Por Mayara Lopes Cardoso
 
  
Concentração molar ou molaridade é a quantidade de soluto, em mol, dissolvidos num volume de solução em litros. O mol nada mais é que a quantidade de substâncias de um sistema que contém tantas unidades elementares quantas existem em átomos de carbono em 0, 012 kg de carbono-12. Esta unidade elementar deve ser especificada e pode ser um átomo, uma molécula, um íon, um elétron, um fóton etc., ou um grupo específico dessa unidade. Pela constante de Avogadro, esse número é igual a 6,02 x 10²³, aproximadamente. Muitas outras unidades de medida de concentração são utilizadas usualmente, como por exemplo, a percentagem de massa (ou erroneamente chamada de percentagem de peso), porém a mais usada e mais importante unidade de concentração é a molaridade.
Para calcular a concentração molar de uma substância é necessário ter em mãos uma tabela periódica, isto porque o cálculo envolve o número de massa de cada elemento que faz parte do soluto. A fórmula geral é:
M= Nº de mols do soluto / Nº de litros de solução
Assim, se 1 litro de solução foi preparado pela dissolução de 1 mol de cloreto de sódio, isto significa que esta é uma solução de cloreto de sódio de 1,0 mol\L.
1) Qual a molaridade de uma solução cujo volume é 0,250 L e contém 26,8 g de cloreto de cálcio, CaCl2?
Resolução:
Fórmula
Inicia-se o cálculo somando o número de massa (A) dos elementos do soluto, nesse caso, cálcio (Ca) e cloro (Cl):
Ca = 40,1
Cl = 35,5
40,1 + (2 x 35,5) = 111,1 (massa molar do CaCl2)
Para encontrar o número de mols de CaCl2 é preciso calcular:
1 mol de CaCl2 → 111,1 g de CaCl2
Nº de mols de CaCl2 → 26,8 g de CaCl2
Logo o número de mols de CaCl2 é 0,241 mol de CaCl2.
Aplicamos por fim, a fórmula (anteriormente citada) para encontrar a concentração molar da solução:
M = 0,241 mol / 0,250L = 0,964 mol/L
O valor da concentração molar é sempre expresso em mols por litro (mols/L), assim, se o volume da solução estiver em outra unidade como ml, cm³, dL, entre outros, é necessário converter em litro antes de realizar o cálculo por completo.
É importante ainda ter atenção e não confundir molaridadade com molalidade, visto que são termos parecidos graficamente. Molalidade é o número de mols de soluto existente em 1 kg do solvente, diferente da molaridade, já citada anteriormente. Devido a essa possível confusão, em muitas literaturas utiliza-se o termo concentração molar em vez de molaridade.
Título ou Porcentagem em Massa
O Título ou porcentagem em massa é a relação (razão) entre a massa do soluto e a massa da solução. Ele não tem unidades e pode ser expresso também em porcentagem. Nesse caso é só multiplicar o resultado por 100%. Além disso, existe a porcentagem em volume da solução.
 
 
A solução aquosa de água oxigenada contém a porcentagem em massa de peroixido de hidrogênio (H2O2) de apenas 3%
Em muitos medicamentos e em produtos alimentares líquidos e sólidos, como o vinagre   e bolachas, por exemplo, apresenta-se o teor em porcentagem de massa do soluto (m1) em relação à massa da solução inteira (m = m1 + m2). A essa grandeza dá-se o nome deTítulo (?) ou porcentagem em massa de uma solução.
Sua definição pode ser expressa da seguinte forma:
Dessa forma, seu cálculo é feito através da equação matemática abaixo:
ou
Visto que tanto no denominador, como no numerador, está se tratando da mesma unidade (a unidade de massa é o grama – g), o Título não possui nenhuma unidade e é menor que 1.
Desse modo, se dissermos que o título de determinada solução é 0,4, isso significa que para cada unidade de massa da solução, 0,4 corresponde à massa do soluto. Porém, muitas vezes o Título é expresso em porcentagem. Para tal, basta multiplicar o valor encontrado por 100%. Nesse caso é chamado dePorcentagem em Massa (?%) *
Observe a figura abaixo, em que é dada a porcentagem em massa do cloreto de sódio de uma solução de soro fisiológico:
O soro fisiológico, usado no tratamento de desidratação, contém uma porcentagem em massa de cloreto de sódio de 0,9%
Nesse caso, significa que em cada 100 g ou 100 unidades dessa solução, há 0,9 g ou 0,9% de soluto, isto é, do cloreto de sódio (NaCl – sal de cozinha).
Outro exemplo é o vinagre: no seu rótulo há indicação de que na sua preparação foram usados 5% de massa de ácido acético, ou seja, existem 5 g desse ácido para cada 100 g de solução.
O Título pode ser dado também em porcentagem de volume. Nesse caso, a única diferença é que no lugar de relacionar a massa do soluto com a massa da solução; relaciona-se o volume do soluto com o volume da solução, segundo a fórmula a seguir:
Por exemplo, no caso do álcool comum, que apresenta uma porcentagem em volume de 96%, em 100 mL da solução, 96 mL é álcool.
* O termo “Título” é mais usado entre os cientistas, já os técnicos e vários autores de livros usam mais a expressão “Porcentagem em massa”.
Por Jennifer Fogaça
Graduada em Química
Diluição de soluções
	
	
Por Mayara Lopes Cardoso
 
  
As soluções são misturas homogêneas formadas pelo soluto (aquele que é dissolvido) e o solvente (aquele que dissolve).Diluir uma solução  consiste em adicionar a ela uma porção de solvente puro. Atividades comuns do dia a dia, como acrescentar água a um suco de fruta, misturar o detergente na água durante a lavagem de roupas, adicionar água a um medicamento ou aplicar solventes próprios às tintas para deixá-las mais fluidas são bons exemplos de diluição. O procedimento inverso à diluição é a concentração de soluções.
Ao diluir uma solução, a massa (m1) do soluto não se altera, sendo a mesma na solução inicial e na final. O volume da solução aumentará (de V para V'), uma vez que será adicionada uma porção de solvente. A concentração, por sua vez, diminuirá (diluição e concentração são processos opostos). Logo, pode-se concluir que volume e concentração são grandezas inversamente proporcionais, ou seja, o primeiro aumenta à mesma proporção que o outro diminui.
Para calcular, utilizamos:
para a concentração inicial: C = m1 / V
para a concentração