- Como conhecer e representar transformações
químicas:
- A queima do gás hidrogênio está representada a seguir:
Gás hidrogênio + Gás oxigênio = Água
- Outro exemplo é a fabricação do gás carbônico.
Carbonato de cálcio -> Gás carbônico + óxido de cálcio.
- Os reagentes depois da reação formam os produtos.
- Reação de decomposição: um reagente origina dois ou mais
produtos.
- Reação de síntese: dois ou mais reagentes originam um
produto.
- O estado inicial e o estado final:
-> As diferenças nos valores a seguir em muitos casos são
suficientes para caracterizar as transformações como uma reação química de:
1.
Temperatura de fusão e de ebulição.
2.
Densidade dos reagentes e dos produtos.
·
Equação química:
É necessário conhecer:
- os símbolos dos elementos químicos que formam os reagentes
e os produtos.
- as fórmulas químicas.
- o estado de agregação das espécies químicas presentes.
Ex: 2 H2 + O2 à
2H2O
·
Trabalhando com dados numéricos:
- Erro instrumental: por causa das limitações dos
equipamentos usados para medir.
- Erro humano: está ligado à limitação dos seres humanos em
realizar a medição.
OBS: esses erros sempre estarão presentes, mas podemos
minimizá-los.
- Algarismos significativos: dígitos fornecidos pelo
instrumento de medida.
- Arredondamento:
-> Se o algarismo mais a direita é menor que 5, o número
que antecede não é alterado.
-> Se o algarismo mais a direita a ser eliminado é igual
ou maior que 5, soma-se 1 ao número que o antecede.
OBS: os zeros à esquerda não são significativos.
Volume = massa/densidade
·
Lavoisier:
- Em sistemas fechados eram realizadas combustões e a massa
sempre continuava igual, sendo chamada de Lei de Lavoisier ou Lei da
conservação da massa.
·
Lei de Proust ou Lei das proporções :
- Não importa a quantidade de massa dos elementos usada, a
proporção sempre será a mesma.
- A reação só ocorre de acordo com a proporção definida.
Dalton:
- Hipótese da máxima simplicidade:
-> Baseava-se na existência de uma proporção de 1 : 1
entre os átomos dos elementos.
OBS: se existisse mais de uma substância constituída pela
combinação de átomos dos mesmos elementos químicos. Essas conclusões formam a
lei das proporções múltiplas ou lei de Dalton.
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Gay Lussac e lei volumétrica:
- Divulgou uma lei empírica sobre a relação entre os volumes
de gases que formam uma reação, sendo chamada de lei volumétrica das
combinações químicas.
- De acordo com seus experimentos, quando os gases reagem
entre si, nas mesmas condições de temperatura e pressão, os volumes de
reagentes e de produtos apresentam uma proporção de números inteiros pequenos.
·
Estudo dos gases e massa dos elementos químicos:
- Hipótese de Dalton: substâncias poderiam ser formadas por
agrupamentos de átomos diferentes, mas substâncias simples, como os gases
hidrogênio ou cloro, seriam constituídas por átomos isolados desses elementos
químicos, de acordo com a regra da máxima simplicidade, apresentando
propriedades específicas, que foi chamada de hipótese de Dalton.
- Os volumes iguais de qualquer gás, nas mesmas condições
experimentais de pressão e temperaturas têm o mesmo número de partículas, sendo
denominadas moléculas, ficando conhecida como hipótese de Avogadro.
- Hipótese de Dalton:
Massa atômica = m/n
- Hipótese de Avogadro:
Massa atômica = m /2n
->OBS: A hipótese de Avogadro acabou sendo aceita.
·
A massa dos átomos:
- massa atômica:
-> Massa do átomo medida em u.
MA = (%1 × m1) + (%2 × m2).../100%
OBS: o número de massas é diferente da massa atômica.
·
Massa molecular:
- Massa de uma molécula medida em u.
Ex:
->Mr (SO2) = 32,1 u + 32 = 64,1u.
-> Mr ( C8H18)= 96u + 18 u = 114u.
OBS: as massas atômicas são fornecidas.
·
Quantidade de matéria:
- Mol = aprox. 6 × 10^23
·
Massa molar:
- Massa de 1 mol de uma espécie medida em gramas.
OBS: mesmo cálculo da massa molecular com unidade diferente.
Ex: C6H12O6 = ( 6×12) + ( 12×1) + ( 6×16) = 180 g/mol
·
Como calcular a quantidade de matéria:
N= m/M
N-> número de mols ou quantidade de matéria.
m-> massa em gramas.
M-> massa molar.
·
Volume molar:
- volume, em litros, ocupado por 1 mol de gás nas condições
normais de T e P-> T= 0°C e P = 1 atm.
Vm= 22,4 l/mol.
·
Fórmula centesimal ou percentual:
- Representa a proporção em massa, expressa em porcentagens,
dos elementos que formam uma substância.
Ex: Carbono
500g------100
200g------ x
X= ( 200 ×100)/500
X= 40%
Hidrogênio
500g------100%
33,3g------ y
Y= (33,3 ×100)/500
Y= 6,67%
Oxigênio
500------100
266,7---- z
Z = ( 266,7×100)/500
Z= 53,34%
Porcentagem elementar= massa do elemento/ massa total da
amostra × 100%
·
Fórmula mínima:
- Representa a menor proporção em número de átomos, entre os
elementos que formam uma substância.
Ex: (C2H4O2) = (1 : 2: 1) = CH2O
Ex: Uma substância composta de 25% em massa de hidrogênio e
75% em massa de carbono. Qual é a sua fórmula mínima? (dados: massas molares:
C= 12g/mol e H=1g/mol).
Carbono= 75/12 = 6,25
Hidrogênio: 25/1= 25
·
Dividimos pelo menor valor, pois não são a menor
proporção e não estão em números inteiros.
Carbono: 6,25/6,25= 1
Hidrogênio: 25/6,25= 4
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Fórmula molecular:
- Representa a quantidade verdadeira dos átomos de cada tipo
de elemento químico que aparece na molécula.
Ex: A fórmula mínima do acetileno é CH e sua massa molecular
é 26g/mol. Qual é a fórmula molecular do acetileno?
(CH) = (1×12) + (1×1) = 13g/mol -> 13n = 26
n= 26/13= 2
2CH = C2H2