Apontamento 9classe

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ESCOLA NOSSA SENHORA DA FÁTIMA 
 
 
 
 
 
 
 
 
APONTAMENTOS E EXERCÍCIOS 9
A
CLASSE 
 
 
Professores: Resolve e Chirria 
 
 
 
 
 
 
 
 
Beira,Julho de 2021 
 
 
Objectivos 
 O aluno deve ser capaz de definir e conhecer os sais as suas características; 
 O aluno deve ser capaz de classificar e nomear os sais. 
 O aluno de ser capaz de mencionar as propriedades químicas dos sais; 
 O aluno de ser capaz de Escrever as equações das reacções de sais com bases; 
 O aluno de ser capaz mencionar os diferentes tipos de indicadores; 
 O aluno de ser capaz caracterizar diferentes indicadores perante ácidos e bases; 
 Definir o conceito de átomo; 
 Mencionar a constituição de um átomo; 
 Identificar as partículas constituintes do átomo. 
 
 
Sumário1: Propriedades dos sais 
 Propriedades químicas dos sais 
1.Reacção de Sais com Ácidos 
Estas reacções são chamadas de reacção de dupla troca. O metal do sal e o hidrogénio 
do ácido trocam de posições, cada um substituindo o outro no seu composto inicial. O 
produto da reacção é um novo sal e novo ácido. 
Sal + Acido  Novo sal + Nova Acido 
 
a) BaCl2  H2SO4  BaSO4  2HCl 
b) 6NaBr  2H3PO4  2Na3PO4  6HBr 
2.Reacção de Sais com Bases Este tipo de reacção também é uma dupla troca. Os 
metais do sal e de base trocam-se mutuamente de suas posições, dando lugar à formação 
de novo sal e nova base. 
Sal + Base  Novo sal + Nova base 
a) Na2CO3  Ca(OH)2  CaCO3  2NaOH 
b) NH4Cl  NaOH  NaCl  NH4OH 
3.Reaçao de sais com sais 
Este tipo de reacção também é uma dupla troca. Os metais de ambos sais trocam-se 
mutuamente de suas posições, dando lugar à formação de novos sais. 
Sal + Sal  Novo sal + Nova Sal 
a) NaCl+ AgNO3 NaNO3 + AgCl 
Propriedades Comuns 
 Tem sabor salgado 
 Maioritariamente venenosos 
 Sao solidos cristalinos; 
 Tem pontos de ebulição e pontos de fusão bastantes elevados 
 São compostos iónicos 
Relação entre óxidos, ácidos, bases, e sais 
Função Características 
Óxidos Compostos binário no qual um dos elemento e sempre oxigénio. 
Exemplo:CO2;Na2O,CaO’ 
Nas fórmulas químicas, o oxigénio e escrito no fim 
Ácidos Segundo arrhenius ,é um composto que , dissolvido em agua , ioniza-se 
originando iões hidrogénio (H+), isto é, protões e iões correspondentes 
ao restos da molécula. 
Exemplos: HCl(aq)+H2O(l) aq)H 
+
 + Cl
-
(aq) 
Nas fórmulas químicas, o hidrogénio, aparece em primeiro lugar. 
Bases Segundo arrhenius , e um composto que ,dissolvido em agua , liberta 
como ião negativo exclusivamente o OH- 
Exemplo: NaOH(aq)+H2O(l) Na
+
 (aq)+ OH
-
(aq). 
Nas fórmulas químicas, o grupo OH- é escrito no fim. 
Sais Segundo arrhenius , e um composto que ,dissolvido em agua , liberta 
iões diferentes de H
+
 e OH
-
 . 
Exemplo:NaCl(aq)+H2O(l) Na
+
(aq) + Cl
-
(aq) . 
São compostos formados na reacção de neutralização de um ácido com 
base 
HCl(aq) + NaOH(aq)  NaCl (aq) + H2O(l) 
 
TPC 
1. Complete e acerte as equações químicas de reacção que se seguem: 
a) ZnCl2  NaOH  
b) ZnCl2  H2SO4  
c) NaI  Cl2  
d) BaSO4  H2CO3  
e) PbSO3  Zn  
Sumario2: INDICADORES ÁCIDO-BASE E OBSERVE: 
ACÇÃO DOS ÁCIDOS E BASES SOBRE OS INDICADORES NATURAIS 
Protocolo/Guia da Experiências 
1. Introdução 
Algumas plantas possuem substâncias coloridas na sua seiva, as chamadas antocianinas, 
que são capazes de mudar de cor na presença de ácidos ou bases. Devido a esta 
propriedade, elas podem ser classificadas como indicadores naturais, poisrevelam a 
presença do grupo H
+ 
e OH
-
 em uma solução. 
A presente prática é um complemento para o conteúdo "Indicador ácido-base". O 
indicador natural foi produzido a partir da beterraba. O comportamento caracteristico 
desse indicador é apresentar uma coloracao azulada ou esverdeada em soluções básicas 
e uma coloracao avermelhadaou rosada em soluções ácidas. 
 
2. Material e Reagentes 
2.1. Material 
 4 baterrabas; 
 1 faca; 
 1 panela; 
 1 Coador; 
 2 Litros de água; 
 1 garrafa plástica de 1,5 litros. 
 1 garrafa pequena de "Frozzy". 
 6 copos vazios numerados e etiquetados; 
 6 paus de madeira. 
 
2.2. Reagentes 
 Solução de beterraba; 
 Vinagre; 
 Sabão em pó; 
 Sabão líquido; 
 Limão; 
 Cinza; 
 Fermento para bolos. 
 
3. Procedimentos 
 Com a faca descascar a beterraba e cortar em pedaços finos; 
 Introduzir os pedaços da beterraba na panela e deixar ferver por 
aproximadamente 50 minutos; 
 Separar a solução da beterraba das partículas sólidas da beterraba; 
 Introduzir a solução da beterraba na garrafa de "frozy" previamente lavada e 
limpa; 
 Introduzir no recipiente de 1,5 litros, água, destilada se possível; 
 Etiquetar os 6 copos de vidros indicando as substancias a serem submetidas ao 
indicador. 
 Preparar uma solução das substancias a serem analisadas nos respectivos copos; 
 Introduzir o indicador em cada um dos copos; 
 Observar e indicar qual solução é ácida e qual é básica. 
Sumario3: História da teoria atómica e estrutura do átomo. 
História da teoria atómica 
Em 1808, John Dalton propôs a primeira “Teoria atómica”. De acordo com Dalton, a 
Matéria é constituída por partículas minúsculas chamadas átomos. O átomo é a menor 
partícula de um elemento químico que participa numa reacção química. O átomo é 
indivisível e não pode ser criado ou destruído. 
Os átomos de um mesmo elemento são idênticos em todos os aspectos. Em 1904, 
Joseph John Thompson descobriu os electrões. Para Thompson, o átomo é divisível. O 
átomo contém minúsculas partículas com carga negativa chamadas electrão. Em 1911, 
Ernest Rutherford descobriu o núcleo e propôs a base para a “estrutura atómica 
moderna”. O átomo é constituído por duas partes: o núcleo e a parte periférica, chamada 
electrosfera. 
 
As suas experiências provaram que o átomo tem um núcleo central, carregado 
positivamente, e os electrões, com carga negativa, que giram em torno do núcleo. 
 
Em 1940, Niels Bohr propôs o conceito moderno do modelo atómico. Para Bohr, o 
átomo é composto de um núcleo central contendo protões (com carga positiva) e 
neutrões (sem carga). Os electrões (com carga negativa) giram em torno do núcleo em 
diferentes trajectórias imaginárias chamadas órbitas. 
 
 
No núcleo localizam-se protões e neutrões. Os protões – são partículas com carga 
positiva (+). Os Neutrões – são partículas sem carga eléctrica (0). Ao conjunto de 
(protões, neutrões e electrões), são chamadas partículas subatómicas. Na electrosfera 
do átomo (parte periférica à volta do núcleo), encontram-se electrões – partículas de 
carga negativa (-), que giram à volta do núcleo. 
Esquematizando: 
 Protões (+) 
 Átomos núcleo 
 Neutrões (0) 
 electrosfera electrões (-) 
esquema em forma de uma tabela 
Região Partícula Carga 
Núcleo Protão (+) 
Neutrão (0) 
Eletcrosfera Electrões (-) 
 
Com base em observações experimentais, Bohr elaborou um novo modelo atómico 
cujos postulados são os seguintes: Na electrosfera, os electrões não se encontram 
numa posição qualquer. Eles giram em torno do núcleo, em órbitas fixas e com 
energia definida. As órbitas são chamadas camadas electrónicas, representadas pelas 
letras: K, L, M, N, O, P e Q, a partir do núcleo, ou níveis de energia representados pelos 
números: 1, 2, 3, 4, 5, 6 e 7. 
 
 
 K L M N O P Q 
 
 1 2 3 4 5 6 7 9 
 
Canadas eléctricas K L M N O P Q 
Nível de energia 1 2 3 4 5 6 7 
 
 
 Os electrões, no seu movimentonuma camada electrónica, não absorvem nem 
emitem energia; 
 Os electrões de um átomo tendem a ocupar as camadas electrónicas mais 
próximas do núcleo, isto é, as que apresentam menor quantidade de energia; 
 Um átomo está no seu estado fundamental quando os seus electrões ocupam as 
camadas menos energéticas; 
 Quando um átomo recebe energia (térmica ou eléctrica), os electrões podem 
saltar para uma camada mais externa (mais energética). Nessas condições, o 
átomo torna-se instável. Diz-se que o átomo se encontra num estado excitado. 
 
 
 
Exercício 
1 - Qual das seguintes afirmações é verdadeira? Assinale com um (X) a correcta: 
a) Átomo é toda a substância estudada em Química. (____) 
b) Átomo é a partícula fundamental e básica da constituição da matéria (____) 
c) Átomo é tudo aquilo que podemos ver nas substâncias (____) 
 
2 - Preencha os espaços em brancos (a, b, c, d ,e, f, g) por palavras ou expressões de 
modo que a frase tenha significado certo a propósito da constituição do átomo. O átomo 
é constituído por: 
a) ___________regiões que são o b) _____________, que é a parte central do átomo e a 
c) ____________________,que é a zona periférica. Os protões, partículas de carga d) 
____________ localizam-se na parte central do átomo, juntamente com os e) 
_______________, que são partículas de carga neutra. Os f) _________________ giram 
à volta do núcleo e são partículas de carga g)___________________. 
 
Sumario4: Conceitos De “Massa Atómica”, “Número Atómico” E “Isótopo” 
Massa atómica 
Massa atómica de um elemento é o número de vezes que um átomo desse elemento é 
mais pesado que um átomo de hidrogénio. O peso atómico do hidrogénio é considerado 
como a unidade. 
 Número atómico 
 Número atómico de um elemento é o número correspondente à carga nuclear, ou seja, o 
número de protões (p) e representa-se pela letra (Z), portanto «Z = p». Como os átomos 
são electricamente neutros, o número de protões é igual ao número de electrões, 
portanto «p = e
-
». Assim, temos: Z = p = e
-
 
Número de massa 
 O número de massa de um elemento é a soma do número de protões (p) e neutrões (n) 
existentes no núcleo de um átomo e é representado pela letra (A). Assim, temos: Por 
exemplo o elemento Sódio (Na) tem: Z=11 e o n=12, Qual será o valor de A? Usando a 
fórmula: n + Z = A n + Z = A 
A = Z + n 
A = 11+12 
A = 23 
Um elemento químico é constituído por uma espécie de átomos, ou seja, átomos com o 
mesmo número atómico (Z). 
 
O número atómico (Z) e o número de massa (A) devem ser representados junto ao 
símbolo do elemento químico, segundo o exemplo. 
 
 
Exemplo: 
40
K19 Representa o átomo de potássio que tem Z=19 e A=40 
 
Isótopo 
Quando átomos do mesmo elemento apresentam o mesmo número atómico mas que se 
diferem nos seus números de massa, tendo por conseguinte um número diferente de 
neutrões são designados de isótopos: 
 
 
Exercícios não resolvidos 
1. Dados elementos: 20Ca
40
, 19K
39
 , 16S
32
 
a) Identifica o número atômico(Z), o número de protões(P+), de electrões(e-) e de 
massa(A) 
2. O que são isótopos? 
2. Dados elementos: 11Na
23
 , 20Ca
39
 11Na
22
, 20Ca
39
 
a) Diga quais são isótopos. 
 Sumario5:História e importância da Tabela Periódica. 
Lei periódica de Mendeleev 
História da Tabela Periódica 
As primeiras das categorias dos elementos químicos não iam mais longe do que o 
agrupamento de elementos, dividindo-os em grupos com base nas semelhanças das suas 
propriedades químicas. Além disso, cada elemento era examinado isoladamente, sem 
ligação com outros elementos. 
 A primeira tentativa de classificação foi feita por Lavoisier, francês, (1789) e incluía 
33 substâncias. Esta classificação deixava de fora a maior parte dos elementos 
conhecidos na altura, o que revelava quanta imperfeição havia nos conceitos daquele 
químico. 
 Em 1812, Jacob Berzellus, sueco, apresenta uma tabela com 42 elementos, baseada em 
analogias de propriedades físicas e químicas dos elementos, dividindo-os em metais e 
não-metais. 
 Johann Wolfgany Dobereiner (1780-1849), alemão, em 1829 descobre a disposição 
dos elementos em tríades e fórmula a lei das tríades, segundo a qual: «Existem grupos 
de três ele mentos; 
O cientista John Newlands (1837-1898), químico Inglês, em 1866 formula a lei das 
oitavas: «Dispondo os elementos em sequência crescente de pesos atómicos, o primeiro 
torna-se semelhante ao oitavo, repetindo-se o facto em intervalos regulares » 
 
Lothar Meyer, químico alemão, descobre a regularidade nas propriedades como a 
condutibilidade para calor e electricidade. 
 Dimitri Ivanovich Mendeleev, dispondo os elementos segundo a sequência crescente 
dos seus pesos atómicos, conseguiu: 
 Dispor os elementos em harmonia com a semelhança das suas propriedades. 
 Inverter o posicionamento de certos elementos como por exemplo Ar por Kr; 
Co por Ni; Te por I, agrupando-os de acordo com as suas semelhanças. 
 Prever os espaços vazios na tabela periódica, com vista colocar elementos ainda 
por descobrir. 
Assim, Mendeleev, o químico russo, em 1869, formula lei periódica: «As propriedades 
dos elementos são funções periódicas das suas massas atómicas». 
 Em 1914, Moseley, cientista inglês, verifica que o número atómico (Z) é a 
característica principal do elemento químico e reformula a lei periódica: As 
propriedades dos elementos químicos são uma função periódica dos seus números 
atómico ». 
 
Exercícios 
1. Enucie a lei periódica de Mendeleev 
 
2. Enucie a lei periódica de Moseley 
 
 
Sumario6: Constituição da Tabela Periódica: Grupos e períodos 
- Distribuição de electrões por níveis de energia 
Constituição da Tabela Periódica: Grupos e períodos 
A tabela periódica ou quadro periódico dos elementos é um sistema onde os elemento 
químicos estão ordenados segundo a ordem dos seus números atômicos. Existem 
atualmente 118 elementos químicos já conhecidos 
A tabela periódica é constituída por grupos e período. Os grupos correspondem a 
ordenação vertical. Na tabela existe oito(8) grupos principais (grupo A) e outros oito(8) 
grupos secundários ou elementos de transição (grupo B). 
Os períodos são a ordenação horizontal dos elementos químicos. A tabela periódica 
apresenta sete (7) períodos. 
Em geral os períodos não apresentam designações especiais, mas as duas últimas ordem 
ordenações horizontais tem a designação Lantanídeos e Actinídeos e estas ordenações 
pertencem ao 6. ° e 7. ° períodos, respectivamente. 
 IA 
VIIIA 
1 
2 
3 
4 
5 
6 
7
 
 
 
 L A T A N I D E O S 
 A C T I N I D E O S 
 
Os grupos, também designados por famílias, são representados por numeração romana e 
tem a seguinte denominação: 
G IIA 
IIIA IVA VA VIA VIIA 
 
R IIIB IVB VB VIB VIIB VIIIB 
VIIIB VIIIB IB IIB 
G 
U P R I O D O R 
P U 
O P 
 O 
 
 
 O grupo IA é chamado grupo dos metais alcalinos; 
 O grupo IIA é chamado grupo dos metais alcalinos terrosos; 
 Grupo III A – é chamado grupo do boro 
 Grupo IV A – é chamado de grupo do carbono 
 Grupo V A – é chamado grupo do nitrogênio 
 O grupo VIA é chamado grupo dos calcogéneos; 
 O grupo VIIA é chamado grupo dos halogêneos; 
 O grupo VIIIA é chamado grupos dos gases nobres ou gases raros ou ainda 
inerteis. 
 
Em cada um dos lugares da tabela é indicado o símbolo químico do elemento e outras, 
informações relativasa esse elemento, como nome, número atômico e massa atômica 
relativa. 
Nas linhas horizontais tabela, ou períodos, os elementos estão organizados em metálicos 
e não-metálicos. Os elementos que se encontram destacados junto a linha separadora 
dos metais e não metais são conhecidos por semi-metais, uma vez que tem 
características intermedias entre metais e não-metais. 
 
 Distribuição de electrões por níveis de energia 
 
De acordo com o modelo atómico de Rutherford-Bohr, as órbitas estacionárias foram 
chamadas camadas electrónicas ou níveis de energia. 
Nível de energia(n) - é a região na electrosfera de um átomo onde a possibilidade de 
encontrar o electrão é maior 
 
As experiências realizadas revelam que existem um número máximo de electrões 
permitido em cada nível ou camada. Assim segue-se as regras de Stoner: 
1
a 
Regra: O número máximo de electrões por nível de energia é calculado com base na 
formula 2n
2
, onde n→ nível de energia. 
2
a
 Regra: O número máximo de electrões permitido na última camada é 8 electrões, 
com exceção do primeiro nível que só pode conter no máximo 2 electrões. 
 Os electroes do ultimo nível de energia permitido de um átomo são chamado de 
electrões de valência. 
Camada Nível N
o
 máximo de electrões 
K 1
o 
nivel(n=1) 2n
2
 = 2x 1
2
 = 2electroes 
L 2
o 
nivel(n=2) 2n
2
 = 2x 2
2
 = 2x4 = 8 electrões 
M 3
o 
nivel(n=3) 2n
2
 = 2x 3
2
 = 2x9 = 18 electrões 
N 4
o 
nivel(n=4) 2n
2
 = 2x4
2
 = 2x16= 32 electrões 
 
Distribuição electrónica por níveis de energia 
A distribuição electrónica ou estrutura atómica é a distribuição dos electrões na 
electrosfera de um átomo pelos níveis de energia. 
A distribuição dos electrões de um átomo pelos níveis de energia obedece à fórmula 
2n
2
. Onde “n ” é o nível de energia. 
No entanto, o último nível de energia em qualquer átomo não pode ter mais do que oito 
(8) electrões. Lembrando que para os átomos eletricamente neutro( Z = p
+
 = e
-
) 
a) Distribuição electrónica para o Hidrogénio(1H): 
 
 
 
 
 
 
b) Cloro(17Cl): 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
c) Sódio(11Na): 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Exercícios resolvidos 
1. Faca a distribuição eletrônica 
a) 20Ca b) 19K 
 
a) 20Ca): 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
b) 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Exercícios resolvidos 
1. Faça a distribuição eletrônica 
b) 15P b) 17Cl c) 7N d) 8O e) 16S f) 32Ge 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Bibliografia 
Da SILVA, Filomena Neves. Química 9 classe, Texto editora, Lda, Moçambique, 2009 
MEC, Ministério da Educação e Cultura, Instituto Nacional de Desenvolvimento da 
Educação, Programas de Química da 8, 9, 10, 11 e 12 classe do ESG, Maputo, 2008 
MONJANE, Armindo & CUCU, Ricardo A. Química 9, Longman Moçambique 
SIMOES. S. Teresa, QUEIROS, Maria A. SIMOES, Maria. Química 9 classe, Plural 
Editores. 2016