MATÉRIA DE QUÍMICA 1º BIMESTRE 2º ANO

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18 – Grandezas Químicas
São grandezas utilizadas geralmente nos cálculos químicos, principalmente nos Cálculos Estequiométricos.
18.1 – Unidade de Massa Atômica (u.m.a.)
 Para medir massas e quantidades de "coisas" (átomos) tão pequenas, foi necessária a criação de uma escala de medidas apropriadas, ou seja, u.m.a. (unidade de massa atômica).
# 1 u.m.a. = 1/12 da massa do átomo de carbono 12 (12C)
Ex:	1H	o no de massa 1 indica que este isótopo de hidrogênio tem massa equivalente a 1u.m.a., ou seja, igual a 1/12 da massa do átomo de carbono 12 (12C).
2H	o no de massa 2 indica que este isótopo de hidrogênio tem massa equivalente a 2u.m.a., ou seja, igual a 2 x 1/12 da massa do átomo de carbono 12 (12C).
16O	o no de massa 16 indica que este isótopo de hidrogênio tem massa equivalente a 16u.m.a., ou seja, igual a 16 x 1/12 da massa do átomo de carbono 12 (12C).
11Na	o no de massa 11 indica que este isótopo de hidrogênio tem massa equivalente a 11u.m.a., ou seja, igual a 11 x 1/12 da massa do átomo de carbono 12 (12C).
18.2 – Quantidade de Matéria (Mol)
Química - 1º Bimestre - 2º Ano
	1 dezena	=	10 unidades
	1 dúzia		=	12 unidades
	1 centena	=	100 unidades
	1mol		=	6,02x1023 unidades
Ex: 	1mol de átomos 	= 6,02x1023 átomos
1mol de moléculas	= 6,02x1023 moléculas
1mol de íons		= 6,02x1023 íons
1mol de laranjas	= 6,02x1023 laranjas
OBS:	6,02x1023 unidades = 602.000.000.000.000.000.000.000 unidades = 602 sextilhões de unid.
IPC:	O número 6,02x1023 é conhecido como Constante de Avogadro
18.3 – Massa Atômica (MA)
É a Média Ponderada das massas de todos os Isótopos de um Elemento Químico, tendo como pesos os percentuais de existência na natureza.
Fórmula:		MA = Nomassa1 x %1 + Nomassa2 x %2 + Nomassa3 x %3 + ...
							%1 + %2 + %3 + ....
Ex: Considere os isótopos de Hidrogênio citados no tópico 18.1. Aplicando-se a fórmula para calcular a massa atômica do Elemento Hidrogênio, temos:
MA = 1 x 99,985% + 2 x 0,015% 	=	99,985 + 0,030	 =	1,00015u.m.a.	 ≈	 1,0u.m.a.
99,985% + 0,015%			 100
	A Massa Atômica não precisa ser calculada, ela já está disponível na Tabela Periódica e deverá ser consultada. 
IPC – Massa Atômica (MA)	≠ 	Número de Massa (A)
18.4 – Massa Molecular (MM)
	É a massa de uma molécula ou agregado iônico (em sua unidade fundamental), portanto, para obtê-la, faz-se a soma das massas dos átomos que formam a molécula.
Ex:	MMH2O		= 2 x 1,0 + 1 x 16,0 = 18 u.m.a. ou 18u
	MMH2SO4	= 2 x1,0 + 1 x 32,1 + 4 x 16,0 = 98,1 u.m.a. ou 98,1u
18.5 – Massa Molar (M)
	É a massa(em gramas) de um mol (6,02x1023 unidades) de qualquer matéria que se deseje determinar. Pode ser para átomos, moléculas ou qualquer outra espécie química, íons, por exemplo.
18.6 – Volume Molar (VM)
	É o volume (em litros) de um mol (6,02x1023 moléculas) de qualquer gás. Nas condições normais de temperatura (0oC) e pressão (1atm), expresso pela abreviação (CNTP), esse volume será sempre de 22,4 litros, independente de qual seja o gás, pois todos os gases nestas condições apresentarão sempre este mesmo volume.
	Ex:	1 mol de O2	=	22,4ℓ(CNTP)			1 mol de H2	=	22,4ℓ(CNTP)
		1 mol de O3	=	22,4ℓ(CNTP)			1 mol de Cℓ2	=	22,4ℓ(CNTP)
IPC1:	VM só pode ser utilizado para gases
IPC2:	VM(CNTP) = 22,4ℓ
IPC3: 	O VM baseia-se na Hipótese de Avogadro que estabelece que volumes iguais de gases à mesma temperatura e pressão apresentam a mesma quantidade de moléculas.
18.7 – Relação Fundamental (RF)
	É a relação entre as grandezas e unidades principais que medem a quantidade de matéria em química.
Ex:
	RFH2O :	1mol H2O		6,02x1023moléculas H2O		18,0g H2O
	RFCO2 :	1mol CO2		6,02x1023moléculas CO2		44,0g CO2		22,4ℓ(CNTP)
	RFN2 :	1mol N2		6,02x1023moléculas N2			28,0g N2		22,4ℓ(CNTP)
IPC:	A RF é usada para relacionar grandezas diferentes de uma mesma substância.
19 – Leis Ponderais (Lei das Massas)
	19.1 – Lei da Conservação das Massas (Lei de Lavoisier): Amassa total dos reagentes = massa total dos produtos
	Ex:	2 H2	+	1 O2	→	2 H2O
		4g	+	32g	 =	36g
19.2 – Lei das Proporções Constantes (Lei de Proust): A proporção entre reagentes e produtos é sempre constante, independente da quantidade de reagentes (como em uma receita de bolo).
	Ex:	2 H2	+	1 O2	→	2 H2O
	Exp1:	4g		32g	 	36g
	Exp2:	8g		64g		72g
	Esp3:	1g		8g		9g
Ex:	2 H2	+	1 O2	→	2 H2O
Exp1:	1mol		0,5mol	 	1mol
Exp2:	4mols		2mols		4mols
Esp3:	8mols		4mols		8mols
19.3 – Lei Volumétrica (Lei de Gay- Lussac): Em uma reação química, os volumes dos gases submetidos à mesma pressão e temperatura apresentam proporção entre si.
Ex:	2 H2	+	1 O2	→	2 H2O
		2vol		1vol	 	2vol
Ex:	1 H2	+	0,5 O2	→	1 H2O
		1vol		0,5vol		1vol
20 – Estequiometria
Estuda as relações existentes entre as quantidades de substâncias que participam de uma transformação química. Para tal utiliza-se da equação química devidamente balanceada onde as relações entre as quantidades podem ser em mol, massa, volume, etc. Nos cálculos mais avançados, trabalha-se com: rendimento, pureza e excesso de reagentes. Porém o princípio de cálculo é o mesmo.
1ª Parte: Relação Fundamental (RF) 
		Será usada para cálculos relacionando substancias iguais expressas em grandezas diferentes.
Ex:	Qual a massa de 3mol de CO?
Resposta:	RFCO: 1mol______ 6,02X1023 _______ 28g _______ 22,4ℓ (CNTP)
RF	CO		CO	Então:
		1mol ------------	28g		X . 1 = 3 . 28
		3mols -----------	X		X = 84g CO
2ª Parte: Equação Química (EQ)
 Será usada para relacionar substâncias diferentes (não importa se estão ou não na mesma grandeza)
	Passos para o Cálculo Estequiométrico
	1) Escrever a Equação Química balanceada;
	2) Montar a EQ escrevendo as proporções molares das substâncias envolvidas na reação (1ª linha);
	3) Na 2ª linha, escrever os valores fornecidos e incógnitas para os valores pedidos;
	4) Calcular a incógnita da Regra de Três (EQ);
Ex:	Qual a massa de água formada na combustão completa de 10 mols CH4?
	Reação: 1 CH4(g) + 2 O2(g) → 1 CO2(g) + 2H2O(v)
	Resposta:	RFH2O: 1mol______ 6,02X1023 _______ 18g
EQ	CH4		H2O		Então:
		1mol -------------	2mols 18g		X . 1 = 10 . 2 X 18
		10mols ----------	X			X = 360g H2O
21 – Equação Geral dos Gases Ideais – Eq. de Estado dos Gases ideais – Equação de Clapeyron
Quando um gás encontra-se sob ação de temperatura e pressão diferentes da CNTP, deve-se aplicar a Eq. Geral dos Gases Ideais. Esta equação relaciona as Variáveis de Estado (Pressão/Temperatura/Volume) com a quantidade de mols (n) através da Constante Universal dos Gases Ideais (R).
Fórmula:	P . V	=	n . R . T	onde:	
	Grandeza
	Símbolo
	Unidade
	Unidade
	Unidade
	Pressão
	P
	atm
	mmHg
	Pa
	Volume
	V
	ℓ
	-
	-
	nO mols
	n
	mol
	-
	-
	C.U.G.I.
	R
	(atm.ℓ)/(mol.K)
	(mmHg.ℓ)/(mol.K)
	(Pa.ℓ)/(mol.K)
	Temper.
	T
	K
	-
	-
OBS1: 1atm = 105 Pa = 760mmHg	/	OBS2 : 1ℓ = 1dm3 = 0,001m3	/	OBS3: K = C + 273º 
IPC: A unidade da temperatura a ser utilizada na fórmula só poderá ser Kelvin.