Com o intuito de facilitar as postagens e para acesso mais detalhado do contéudo, nós decidimos disponibilizar os tópicos da parte de física, das nossas pesquisas, em arquivo, pelo rapidshare.
Tipo de arquivo: Microsoft Word 97-2003 Document (.doc)
Seguem os links:
1- Sistema Internacional de Medidas (SI):
http://rapidshare.com/files/314340206/1_-_Sistema_internacional_de_medidas.doc.html
2 - Cinemática Escalar e Espaço, Velocidade(MU), Aceleração(MUV) :
http://rapidshare.com/files/314356288/2_-_Cinem__tica_escalar_e_cia.doc.html
3 - Grandezas escalares e vetoriais:
http://rapidshare.com/files/314359263/3_-_Vetores.doc.html
4- Princípio da Inércia (ou Primeira Lei de Newton):
http://rapidshare.com/files/314361164/4-_Princ__pio_da_In__rcia__ou_Primeira_Lei_de_Newton_.doc.html
5 – Segunda Lei de Newton (Princípio Fundamental da Dinâmica):
http://rapidshare.com/files/314363692/5______Segunda_Lei_de_Newton__Princ__pio_Fundamental_da_Din__mica_.doc.html
6 – Forças e força de atrito:
http://rapidshare.com/files/314367404/6_____For__as_e_for__ade_atrito.doc.html
7- Princípio da Ação e Reação (Terceira Lei de Newton):
http://rapidshare.com/files/314373426/7-_Princ__pio_da_A____o_e_Rea____o__Terceira_Lei_de_Newton_.doc.html
8 - Trabalho:
http://rapidshare.com/files/314391552/8-_Trabalho.doc.html
9 - Sistemas:
http://rapidshare.com/files/314393542/9-_Sistemas.doc.html
10- Energia mecânica:
http://rapidshare.com/files/314394834/10_-_Energia_mecanica.doc.html
11 - Choques e colisões:
http://rapidshare.com/files/314396104/11_____Choques_e_colis__es.doc.html
12 - Impulso:
http://rapidshare.com/files/314396105/12-_Impulso.doc.html
13 - Quantidade de movimento:
http://rapidshare.com/files/314396106/13-_Quantidade_de_movimento.doc.html
Obs:
- Alguns arquivos contém mais de um tópico.
- As fontes de pesquisa estão informadas nos arquivos
Sugestões de sites relacionados:
http://www.sofisica.com.br/
http://br.answers.yahoo.com/
http://www.colegioweb.com.br/fisica/
http://educar.sc.usp.br/fisica/
segunda-feira, 30 de novembro de 2009
Origem da Química
Quando tudo começou...
As transformações químicas sempre fascinaram a humanidade. Os egípcios desenvolveram técnicas de extração de corantes de vegetais, e os fenícios, de extração de tintas de moluscos. Porém, a ciência química, basicamente, surge no século XVII, a partir dos estudos de alquimia, populares entre muitos dos cientistas da época.
A alquimia surgiu em diversas civilizações (chinesa, hindu, árabe e européia), diferenciando – se pelas concepções de mundo de cada cultura. Em comum, todas desenvolveram técnicas arcaicas de transformação.
As características marcantes da Alquimia foram seus ideais inatingíveis: a busca da “Pedra Filosofal” que continha a fórmula que poderia transformar metais em ouro, a chamada “Transmutação”, e de um elixir da longa vida, que permitiria a imortalidade. Embora nunca tenham sido alcançados pelos alquimistas, esses objetivos trouxeram ganhos bastante concretos: permitiram o desenvolvimento de aparelhos, técnicas laboratoriais e substâncias fundamentais para o desenvolvimento da ciência.
O Alquimista, de Pietro Longhi
A alquimia era fundamental em dogmas, ou seja, em crenças assumidas sem discussão. Para aceitar suas verdades preestabelecidas não era necessário, portanto, fazer uso da experimentação sistemática. Com o Renascimento, no século XVI, essa maneira de pensar foi mudando e uma nova forma de buscar conhecimento surgiu: a Ciência Experimental Moderna.
Essa mudança teve a contribuição de várias pessoas. O médico, filósofo e alquimista suíço Paracelso, Philipus Aureolus Theophrastus Bombast von Hohenheim (1493 – 1541), mesmo ainda ligado à alquimia desenvolveu estudos que deram início à química médica (quimiatria). Vários outros estudiosos, entre os quais se destaca o físico e químico irlandês Robert Boyle (1627 – 1691), desenvolveram técnicas experimentais na produção metalúrgica e na preparação de diversos materiais.
Todos esses estudos permitiram a elaboração de novas teorias. Uma das mais marcantes para a história da Química foi a teoria do flogístico, proposta pelo químico alemão Georg Ernst Stahl (1660 – 1774). Em 1731, ele propôs uma teoria explicativa para a combustão: segundo ele, os corpos combustíveis teriam como constituinte um “elemento”, denominado flogístico, o qual era liberado durante a queima. Essa teoria ficou muito famosa na década de 1750.
Porém, a Química, como tal, começa um século mais tarde, com os trabalhos do francês Antoine Lavoisier e suas descobertas em relação ao oxigênio, à lei da conservação da massa e à refutação da teoria do flogístico como teoria da combustão.
Lavoisier contribuiu de maneira significativa para estabelecer um novo método de investigação que caracterizou o nascimento da Química como Ciência experimental. O seu trabalho e o de outros químicos da época, como o escocês Joseph Black (1728 – 1799), contribuíram para demonstrara necessidade do uso de balanças nos estudos da Química.
As transformações químicas sempre fascinaram a humanidade. Os egípcios desenvolveram técnicas de extração de corantes de vegetais, e os fenícios, de extração de tintas de moluscos. Porém, a ciência química, basicamente, surge no século XVII, a partir dos estudos de alquimia, populares entre muitos dos cientistas da época.
A alquimia surgiu em diversas civilizações (chinesa, hindu, árabe e européia), diferenciando – se pelas concepções de mundo de cada cultura. Em comum, todas desenvolveram técnicas arcaicas de transformação.
As características marcantes da Alquimia foram seus ideais inatingíveis: a busca da “Pedra Filosofal” que continha a fórmula que poderia transformar metais em ouro, a chamada “Transmutação”, e de um elixir da longa vida, que permitiria a imortalidade. Embora nunca tenham sido alcançados pelos alquimistas, esses objetivos trouxeram ganhos bastante concretos: permitiram o desenvolvimento de aparelhos, técnicas laboratoriais e substâncias fundamentais para o desenvolvimento da ciência.
O Alquimista, de Pietro LonghiA alquimia era fundamental em dogmas, ou seja, em crenças assumidas sem discussão. Para aceitar suas verdades preestabelecidas não era necessário, portanto, fazer uso da experimentação sistemática. Com o Renascimento, no século XVI, essa maneira de pensar foi mudando e uma nova forma de buscar conhecimento surgiu: a Ciência Experimental Moderna.
Essa mudança teve a contribuição de várias pessoas. O médico, filósofo e alquimista suíço Paracelso, Philipus Aureolus Theophrastus Bombast von Hohenheim (1493 – 1541), mesmo ainda ligado à alquimia desenvolveu estudos que deram início à química médica (quimiatria). Vários outros estudiosos, entre os quais se destaca o físico e químico irlandês Robert Boyle (1627 – 1691), desenvolveram técnicas experimentais na produção metalúrgica e na preparação de diversos materiais.
Todos esses estudos permitiram a elaboração de novas teorias. Uma das mais marcantes para a história da Química foi a teoria do flogístico, proposta pelo químico alemão Georg Ernst Stahl (1660 – 1774). Em 1731, ele propôs uma teoria explicativa para a combustão: segundo ele, os corpos combustíveis teriam como constituinte um “elemento”, denominado flogístico, o qual era liberado durante a queima. Essa teoria ficou muito famosa na década de 1750.
Porém, a Química, como tal, começa um século mais tarde, com os trabalhos do francês Antoine Lavoisier e suas descobertas em relação ao oxigênio, à lei da conservação da massa e à refutação da teoria do flogístico como teoria da combustão.
Lavoisier contribuiu de maneira significativa para estabelecer um novo método de investigação que caracterizou o nascimento da Química como Ciência experimental. O seu trabalho e o de outros químicos da época, como o escocês Joseph Black (1728 – 1799), contribuíram para demonstrara necessidade do uso de balanças nos estudos da Química.
Densidade
Massa e volume são propriedades gerais da matéria, ou seja, são propriedades que qualquer material tem em função da quantidade. Já a razão entre a massa e o volume de um objeto depende do material do qual ele é feito, ou seja, é uma propriedade específica de cada material, à qual se dá o nome de densidade. Sendo uma propriedade específica que expressa uma relação de medidas, a densidade é considerada uma grandeza.
Para calcular a densidade de um material utiliza – se, então, a equação: 
Em que d representa a sua densidade, m a sua massa e v o seu volume.
No cotidiano a densidade é muito utilizada para determinar a qualidade de alguns produtos que são consumidos pela população em geral, exemplos: qualidade do leite e do álcool combustível, etc.
Para calcular a densidade de um material utiliza – se, então, a equação:
Em que d representa a sua densidade, m a sua massa e v o seu volume.
No cotidiano a densidade é muito utilizada para determinar a qualidade de alguns produtos que são consumidos pela população em geral, exemplos: qualidade do leite e do álcool combustível, etc.
Temperaturas
O estado de agregação de um material é uma propriedade que depende das condições de temperatura e pressão em que ele se encontra. No esquema abaixo, apresentamos as possíveis mudanças de estado dos materiais e seus respectivos nomes:
Fusão e Ebulição
O ponto de fusão designa a temperatura à qual uma substância passa do estado sólido ao estado líquido nas condições normais de pressão, coexistindo ambas as fases (sólida e líquida) em equilíbrio e o ponto de ebulição designa a temperatura em que uma substância passa do estado líquido ao estado gasoso.
O ponto de fusão, a uma determinada pressão, é um valor constante, característico de uma substância pura, e por isso a sua determinação constitui um método para calcular o grau de pureza da mesma substância. Com isto, se ao determinamos o ponto de fusão de uma substância que pensamos ser pura e durante a sua fusão existirem variações de temperatura superiores a 1oC, a substância não pode ser considerada pura.
O ponto de ebulição não tem a mesma importância para a caracterização ou critério de pureza de uma substância quanto o ponto de fusão, mas tal como no ponto de fusão quando se determina o ponto de ebulição de uma substância pura não é admissível que surjam variações na temperatura superiores a +/- 1oC.
Em resumo: as temperaturas de fusão e de ebulição das substâncias permanecem constantes enquanto ocorre a mudança de estado. Já em sistemas que contêm misturas de substâncias, ocorrem variações de temperaturas durante a fusão e a ebulição.
O ponto de fusão designa a temperatura à qual uma substância passa do estado sólido ao estado líquido nas condições normais de pressão, coexistindo ambas as fases (sólida e líquida) em equilíbrio e o ponto de ebulição designa a temperatura em que uma substância passa do estado líquido ao estado gasoso.
O ponto de fusão, a uma determinada pressão, é um valor constante, característico de uma substância pura, e por isso a sua determinação constitui um método para calcular o grau de pureza da mesma substância. Com isto, se ao determinamos o ponto de fusão de uma substância que pensamos ser pura e durante a sua fusão existirem variações de temperatura superiores a 1oC, a substância não pode ser considerada pura.
O ponto de ebulição não tem a mesma importância para a caracterização ou critério de pureza de uma substância quanto o ponto de fusão, mas tal como no ponto de fusão quando se determina o ponto de ebulição de uma substância pura não é admissível que surjam variações na temperatura superiores a +/- 1oC.
Em resumo: as temperaturas de fusão e de ebulição das substâncias permanecem constantes enquanto ocorre a mudança de estado. Já em sistemas que contêm misturas de substâncias, ocorrem variações de temperaturas durante a fusão e a ebulição.
Materiais e Substâncias
Mistura é qualquer sistema formado de duas ou mais substâncias puras, denominadas componentes. Pode ser homogênea ou heterogênea, conforme apresente ou não as mesmas propriedades em qualquer parte de sua extensão em que seja examinada.
Toda mistura homogênea é uma solução, por definição.
Toda mistura homogênea é uma solução, por definição.
Fase Homogênea (água + álcool)
Fase Heterogênea (água + óleo)
Substância pura é todo material com as seguintes características:
1. Unidades estruturais (moléculas, conjuntos iônicos) quimicamente iguais entre si.
2. Composição fixa, do que decorrem propriedades fixas, como densidade, ponto de fusão e de ebulição, etc.
3. A temperatura se mantém inalterada desde o início até o fim de todas as suas mudanças de estado físico (fusão, ebulição, solidificação, etc.).
4. Pode ser representada por um fórmula porque tem composição fixa.
5. Não conserva as propriedades de seus elementos constituintes, no caso de ser substância pura composta.
1. Unidades estruturais (moléculas, conjuntos iônicos) quimicamente iguais entre si.
2. Composição fixa, do que decorrem propriedades fixas, como densidade, ponto de fusão e de ebulição, etc.
3. A temperatura se mantém inalterada desde o início até o fim de todas as suas mudanças de estado físico (fusão, ebulição, solidificação, etc.).
4. Pode ser representada por um fórmula porque tem composição fixa.
5. Não conserva as propriedades de seus elementos constituintes, no caso de ser substância pura composta.
Separação de Materiais (métodos)
Separação Magnética – É um método de separar materiais metálicos ferromagnéticos dos demais pela força de atração do ímã. O eletroímã é um método que exige certa tecnologia; é mais eficiente e segura em usinas, indústrias, ferro velho etc... Para recolher pregos no meio da serragem também podemos utilizar um ímã. Separação magnética é usada quando um dos componentes é atraído pelo ímã.
Destilação Simples – É um processo utilizado para separarmos um sólido e um líquido de uma mistura homogênea. Ela consiste em separar o líquido em forma de vapor e esse vapor depois é condensado através de um aparelho chamado condensador
Evaporação – É utilizada numa mistura de líquido e sólido em que se deixa o líquido evaporar. Esse método é eficiente quando o líquido da mistura se evapora com facilidade. É o processo utilizado nas salinas brasileiras para se retirar o sal da água do mar.
Catação - Antes de cozinhar arroz, feijão, lentilha ou ervilha, a dona-de-casa ou o cozinheiro costuma "escolher" esses alimentos, separando pedrinha e outros resíduos que possam estar misturados aos grãos. Assim, esses elementos podem ser separados uns dos outros manualmente. O processo de separação manual dos diferentes componentes (ou fases) que compõem uma mistura chama-se catação.
Levigação – Quando uma mistura se forma por substâncias sólidas de densidades diferentes, pode-se utilizar uma corrente de água para separá-las. É o caso do ouro, que normalmente é encontrado junto a uma porção de terra ou areia. Para separar essas substâncias, tritura-se a mistura dentro de um recipiente próprio e passa-se uma corrente de água por ela. A parte menos densa ( a areia ou a terra) é carregada pela água, enquanto a mais densa (o ouro) fica depositada no fundo. Esse processo de separar os elementos mais densos dos menos densos utilizando água corrente é a levigação.
Flotação - Para separar uma mistura de areia e pó de serra, por exemplo, basta colocar a mistura numa vasilha e juntar água. A parte menos densa da mistura (o pó de serra) flutua, enquanto a parte mais densa ( a areia) fica no fundo da vasilha. A flotação é muitas vezes empregada na mineração para separar os minérios de suas impurezas. Nesse caso, procede-se da seguinte maneira: tritura-se a rocha e adiciona-se óleo. As partículas de minério vão se fixar no óleo. Juntando-se água ao conjunto, as partículas fixadas no óleo vão para a superfície e as impurezas ficam no fundo da vasilha.
Tamisação - Ao preparar o bolo, as quituteiras costumam peneirar a farinha e o fermento. Desse modo separa-se a farinha boa da que está empelotada. A parte mais fina (a boa farinha) passa pelas malhas da peneira. Os carocinhos ficam retidos na peneira. Nos laboratórios usam-se peneiras muito finas chamadas tamises. Por isso, o processo de separar misturas por meios de peneira chama-se de tamisação.
Imantação - Você até pode imaginar como se separa mistura de sólidos que contenha ferro, não é mesmo? É só empregar um ímã. Uma mistura de limalha (pó) de ferro com outra substância - pó de enxofre por exemplo - pode ser separada com o emprego de um ímã. Aproximando o ímã da mistura, a limalha de ferro prende-se a ele, separando-se do enxofre.
Ventilação - Você conhece a máquina de beneficiar arroz? Ela separa a casca do grão como se estivesse soprando. A casca de arroz é menos densa que o resto do grão e é levada junto com a corrente de ar. Ventilação é o método de separação de substâncias sólidas de densidades diferentes, por meio de uma corrente de ar.
Dissolução Fracionada - Como separar o sal de uma porção de areia do mar? Nesse caso, trata-se de dois sólidos. Se adicionarmos água a essa mistura, o sal irá se dissolver. E, então, ao retirarmos a água salgada, estaremos separando a areia do sal. Se ainda aquecermos a mistura, a água irá se evaporar, ficando apenas o sal no estado sólido separado dado areia.
Filtração - Pelo próprio nome, você já pode imaginar como se efetua o processo de filtração: através de um filtro, que retém a parte sólida e deixa passar a parte líquida. Existem vários tipos de filtros: de algodão, de papel, de porcelana, etc.
Decantação - Há misturas que, se deixadas por um tempo em repouso, têm sua parte sólida depositada no fundo do recipiente. Isso pode ser percebido numa mistura de água com areia ou barro, por exemplo. Você mesmo pode fazer essa experiência, sem dificuldade. Depois que a parte sólida se depositou no fundo do recipiente, podemos despejar a parte líquida em outro recipiente separando-as.
Centrifugação - Se quisermos separar rapidamente o sólido de um líquido podemos "acelerar" a decantação. Para isso coloca-se a mistura num aparelho chamado centrífuga, que gira em alta velocidade, depositando no fundo as partículas sólidas, que são mais densas. Hoje em dia, esse processo pode ser observado até mesmo em casa. As máquinas de lavar roupas, por exemplo, possuem um dispositivo para centrifugar, que é acionado quando se quer "torcer" a roupa. Girando em alta velocidade, as roupas são lançadas contra a parede, enquanto boa parte da água é extraída das roupas. A centrífuga também é usada em laboratórios de análises clínicas para separar os componentes do sangue.
Sifonagem - Depois de uma decantação, se não for possível entornar o recipiente despejar o líquido, podemos retirá-la com um sifão. O sifão é um cano com um formato especial, normalmente feito de plástico ou vidro, empregado para escoar água de um recipiente para outro.
Destilação Fracionada - O processo de destilação fracionada compreende o aquecimento de uma mistura de mais de dois líquidos que possuem pontos de ebulição não muito próximos. Assim, a solução é aquecida e se separa, inicialmente, o líquido com menor ponto de ebulição. Em seguida, a solução é aquecida até se separar o líquido com o ponto de ebulição acima do primeiro líquido separado, e assim sucessivamente até a separação do líquido com maior ponto de ebulição. A destilação fracionada é usada, por exemplo, em indústrias petroquímicas para separar os diversos derivados do petróleo.
Fusão Fracionada - Como podemos separar uma mistura de sólidos? Ferro, chumbo e estanho, por exemplo.
Sabendo qual é o ponto de fusão de cada uma das substâncias fica relativamente fácil de separá-las.
O estanho funde-se a 231ºC; o chumbo, a 327ºC; o ferro, a 1536ºC. Podemos derreter (fundir) primeiro o estanho, depois o chumbo e, por último, o ferro. Cada elemento, ao derreter-se, é separado dos demais.
Solidificação Fracionada - Você percebeu como é importante conhecer as propriedades físicas de uma substância? O ponto de ebulição e o de fusão é importante para separar substâncias. O ponto de solidificação também é útil para separar os componentes de uma mistura.
A solidificação fracionada pode, por exemplo, ser usada para separar a parafina dos outros resíduos do petróleo. Nesse caso, a mistura é resfriada até o ponto de solidificação da parafina. Assim, endurecida, a parafina é retirada da mistura.
Cromatografia – A cromatografia é um processo de separação muito utilizado pelos químicos. Nele, existe sempre um material capaz de fixar, em sua superfície, a substância que está sendo separada. O trabalho ocorre em duas fases: a fase estacionária, na qual ocorre a fixação da substância que está sendo separada na superfície de um outro material; e a fase móvel, na qual um solvente fluido (líquido ou gás) “arrasta” o material a ser isolado.
Química na escola
Experimento: Separando Componentes de Tinta de Caneta
Obs: Sempre peça a ajuda de um adulto antes de fazer qualquer tipo de experimento!
Material
- papel-filtro
- caneta preta
- vidro de relógio (ou pires)
- álcool
- béquer ou copo
Procedimento
1. Corte, na forma de um retângulo de 1 cm por 6 cm, um pedaço do papel-filtro (pode ser filtro para café)
2. Desenhe, com a caneta preta, uma pequena bolinha a uma altura de 1 cm da borda do papel.
3. Coloque álcool em um copo até a altura de 0,5 cm.
4. Coloque o papel dentro do copo, de forma que a bolinha pintada fique próximo ao álcool, sem tocá-lo. Tampe o copocom um vidro de relógio (ou pires).
5. Espere por cinco minutos e retire o papel de dentro do copo.
6. Observe.
Análise de dados
A tinta de caneta prta é uma substância ou uma mistura ?
Quantos componentes você pode identificar na tinta de caneta preta ?
Qual dos componentes é mais solúvel em álcool?
As Grandezas do Estado Gasoso
O físico e matemático italiano Evangelista Torricelli sugeriu que a atmosfera, sendo constituída por gases em constante movimento, é capaz de exercer pressão sobre a superfície terrestre. Para medi – la, ele inventou um instrumento chamado barômetro.
O barômetro de Torricelli consiste de um longo tubo de vidro com mercúrio (Hg) dentro de uma bacia cheia do mesmo metal (que é líquido em temperatura ambiente), de tal modo que uma extremidade do tubo fica emborcada na bacia e a outra, fechada.
Na época da sua invenção, o barômetro foi considerado uma descoberta de exepcional importância para a ciência: com ele é possível fazer previsões das condições climáticas. Mais tarde, baseado no princípio do barômetro, seria desenvolvido o manômetro, que serve para medir a pressão de gases e líquidos. Além do manômetro de mercúrio, existem diferentes mecanismos utilizados para o mesmo fim e que recebem o mesmo nome.
Pressão
A pressão é uma grandeza física que expressa a força exercida sobre um corpo por unidade de área. No caso dos gases, pressão é o resultado da força exercida exercida conjuntamente por suas partículas sobre a área do recipiente que os contém. Fisicamente, a pressão (P) é definida pela relação entre as grandezas força (F) e área (A), sendo expressa pela equação:
.jpg)
V (cubo) = A x h e V (cilindro) = π x r² x h
A unidade de medida no SI da grandeza volume é o metro cúbico (m³).
Apesar de a unidade de volume do SI ser o metro cúbico, os químicos usam na maioria das vezes a unidade litro (L) e mililitro (mL), pois o metro cúbico (equivalente a 1000 L) é uma quantidade muito grande para se trabalhar.
Temperatura
Temperatura é definida, de forma simplificada, como a quantidade de calor de um material, substância ou corpo. Assim como acontece com outras grandezas, existem várias unidades de medidas de temperatura.
Grandeza Unidade de medida Símbolo da unidade Relação da unidade com o SI**
Temperatura (T)* Kelvin (SI) K T°K = T°C + 273
Grau Celsius °C T°C = T°k-273
Grau Fahrenheit °F [(θ/°F – 32)/ 1,8] + 273
* Para temperatura absoluta utiliza-se o símbolo T; para a temperatura em graus Celsius t; e para a temperatura em graus Fahrenheit θ.
** A conversão da escala de temperatura Fahrenheit (θ) para a temperatura Celsius (°C) é: t/°C = (θ/°F – 32)/1,8.
O barômetro de Torricelli consiste de um longo tubo de vidro com mercúrio (Hg) dentro de uma bacia cheia do mesmo metal (que é líquido em temperatura ambiente), de tal modo que uma extremidade do tubo fica emborcada na bacia e a outra, fechada.
Na época da sua invenção, o barômetro foi considerado uma descoberta de exepcional importância para a ciência: com ele é possível fazer previsões das condições climáticas. Mais tarde, baseado no princípio do barômetro, seria desenvolvido o manômetro, que serve para medir a pressão de gases e líquidos. Além do manômetro de mercúrio, existem diferentes mecanismos utilizados para o mesmo fim e que recebem o mesmo nome.
Pressão
A pressão é uma grandeza física que expressa a força exercida sobre um corpo por unidade de área. No caso dos gases, pressão é o resultado da força exercida exercida conjuntamente por suas partículas sobre a área do recipiente que os contém. Fisicamente, a pressão (P) é definida pela relação entre as grandezas força (F) e área (A), sendo expressa pela equação:
.jpg)
A tendência é que o líquido escoe para a bacia. Todavia, existe uma pressão do ar sobre o líquido que está na bacia, ou seja, as moléculas do ar exercem uma força sobre a área do líquido. Essa pressão impede que todo o mercúrio da coluna escoe para a bacia. Se essa pressão diminuir, maior quantidade de mercúrio vai escoar. Portanto, quanto menor a pressão do ar sobre a superfície do líquido encontrado na bacia, mais o mercúrio escoa e, consequentemente, menor será a coluna de mercúrio no tubo. Por outro lado, quanto maior a pressão exercida pelo ar, menos líquido vai escorrer e maior será a coluna de mercúrio.
Uma vez que a pressão atmosférica varia de acordo com a altitude, definiu – se inicialmente como unidade de medida de pressão a atmosfera (atm), a qual corresponde à pressão que equilibra uma coluna de mercúrio de 760 mm de altura a 0°C e a 0 m de altitude (a referência é o nível do mar). Essa unidade de medida corresponde no SI a 101 325 pascals (Pa).
Volume
O volume é uma grandeza que mede o espaço ocupado por um determinado corpo. O cálculo do volume para objetos regulares, como um cubo e um cilindro, é dado por área x altura. No caso:
V (cubo) = A x h e V (cilindro) = π x r² x h
A unidade de medida no SI da grandeza volume é o metro cúbico (m³).
Apesar de a unidade de volume do SI ser o metro cúbico, os químicos usam na maioria das vezes a unidade litro (L) e mililitro (mL), pois o metro cúbico (equivalente a 1000 L) é uma quantidade muito grande para se trabalhar.
Temperatura
Temperatura é definida, de forma simplificada, como a quantidade de calor de um material, substância ou corpo. Assim como acontece com outras grandezas, existem várias unidades de medidas de temperatura.
Grandeza Unidade de medida Símbolo da unidade Relação da unidade com o SI**
Temperatura (T)* Kelvin (SI) K T°K = T°C + 273
Grau Celsius °C T°C = T°k-273
Grau Fahrenheit °F [(θ/°F – 32)/ 1,8] + 273
* Para temperatura absoluta utiliza-se o símbolo T; para a temperatura em graus Celsius t; e para a temperatura em graus Fahrenheit θ.
** A conversão da escala de temperatura Fahrenheit (θ) para a temperatura Celsius (°C) é: t/°C = (θ/°F – 32)/1,8.
Leis dos gases
Lei geral dos gases perfeitos
A expressão que determina a lei geral para os gases perfeitos pode ser vista da seguinte forma:
poVo = pV
Lei de Gay-Lussac 
A expressão que determina a lei geral para os gases perfeitos pode ser vista da seguinte forma:
Onde po, Vo e To são respectivamente a pressão inicial, volume inicial e temperatura inicial. Essa é uma expressão que é utilizada para quando as variáveis de um gás apresentar variações.
Lei de Boyle
Robert Boyle, físico e químico, foi quem determinou a lei que rege as transformações sofridas por um gás, quando sua temperatura é mantida constante. Sua lei diz que quando um gás sofre uma transformação isotérmica, a pressão dele é inversamente proporcional ao volume ocupado. Dessa lei obtemos que como To = T temos que:
poVo = pV
Lei de Charles
A lei de Charles é a lei que rege as transformações de um gás perfeito a volume constante. Essas transformações são chamadas de transformações isocóricas ou isométricas. Segundo essa lei, quando uma massa de gás perfeito sofre transformação isocórica a sua pressão é diretamente proporcional à sua temperatura absoluta. Matematicamente essa lei pode ser expressa da seguinte forma:
Onde po e To são respectivamente a pressão inicial e a temperatura inicial.
Lei de Gay-Lussac
A lei de Gay-Lussac é a lei que rege as transformações de um gás perfeito à pressão constante. Essa lei apesar de levar o nome de Gay-Lussac, já havia sido descoberta pelo físico e químico A.C. Charles. Segundo essa lei, quando um gás sofre uma transformação isobárica o volume do gás é diretamente proporcional à sua temperatura absoluta. Matematicamente essa lei pode ser expressa da seguinte forma:
Onde Vo e To correspondem respectivamente ao volume inicial e à temperatura inicial.
Modelos Atômicos (modelos e teorias)
Leucipo (450 a. C.)(pensamento filosófico)
Leucipo viveu por volta de 450 a. C. (à 2.450 de anos atrás) e dizia que a matéria podia ser dividida em partículas cada vez menores, até chegar-se a um limite.
Demócrito(pensamento filosófico)
Demócrito, discípulo de Leucipo, viveu por volta de 470 a 380 a. C. e afirmava que a matéria era descontínua, isto é, a matéria era formada por minúsculas partículas indivisíveis, as quais foram denominadas de átomo (que em grego significa "indivisível"). Demócrito postulou que todos os tipos de matéria era formada a partir da combinação de átomos de 4 elementos: água, ar , terra e fogo. O modelo da matéria descontínua foi rejeitada por um dos grandes filósofos da época, Aristóteles, o qual afirmava que a matéria era contínua, isto é, a matéria vista como um "todo inteiro" (contrastando com a idéia de que a matéria era constituída por minúsculas partículas indivisíveis).
Dalton (1.808)(métodos experimentais)
O químico inglês John Dalton, que viveu entre 1.766 a 1.825, afirmava que o átomo era a partícula elementar, a menor partícula que constituía a matéria. Em 1.808, Dalton apresentou seu modelo atômico: o átomo como uma minúscula esfera maciça, indivisível, impenetrável e indestrutível. Para ele, todos os átomos de um mesmo elemento químico são iguais, até mesmo as suas massas. Hoje, nota-se um equívoco pelo fato da existência dos isótopos, os quais são átomos de um mesmo elemento químico que possuem entre si massas diferentes. Seu modelo atômico também é conhecido como "modelo da bola de bilhar".
Modelo Atômico de Dalton: "bola de bilhar".O átomo seria uma esfera (partícula) maciça e indivisível.
Thomson (1.897)(métodos experimentais)
Pesquisando os raios catódicos, o físico inglês J. J. Thomson demonstrou que os mesmos podiam ser interpretados como sendo um feixe de partículas carregadas de energia elétrica negativa, as quais foram chamadas de elétrons. Utilizando campos magnéticos e elétricos, Thomson conseguiu determinar a relação entre a carga e a massa do elétron. Ele conclui que os elétrons (raios catódicos) deveriam ser constituintes de todo tipo de matéria pois observou que a relação carga/massa do elétron era a mesma para qualquer gás que fosse colocado na Ampola de Crookes (tubo de vidro rarefeito no qual se faz descargas elétricas em campos elétricos e magnéticos). Com base em suas conclusões, Thomson colocou por terra o modelo do átomo indivisível e apresentou seu modelo, conhecido também como o "modelo de pudim com passas":
Modelo de Thomsom: "pudim com passas".
O pudim é toda a esfera positiva (em azul) e as passas são os elétrons (em amarelo), de carga negativa.
Rutherford (1911)(métodos experimentais)
O modelo atômico de Rutherford é baseado nos resultados da experiência que Rutherford e seus colaboradores realizaram: bombardeamento de uma lâmina muito fina (delgada) de ouro (Au) com partículas alfa (que eram positivas).
Modelo atômico de Rutherford: modelo planetário do átomo.
Leucipo viveu por volta de 450 a. C. (à 2.450 de anos atrás) e dizia que a matéria podia ser dividida em partículas cada vez menores, até chegar-se a um limite.
Demócrito(pensamento filosófico)
Demócrito, discípulo de Leucipo, viveu por volta de 470 a 380 a. C. e afirmava que a matéria era descontínua, isto é, a matéria era formada por minúsculas partículas indivisíveis, as quais foram denominadas de átomo (que em grego significa "indivisível"). Demócrito postulou que todos os tipos de matéria era formada a partir da combinação de átomos de 4 elementos: água, ar , terra e fogo. O modelo da matéria descontínua foi rejeitada por um dos grandes filósofos da época, Aristóteles, o qual afirmava que a matéria era contínua, isto é, a matéria vista como um "todo inteiro" (contrastando com a idéia de que a matéria era constituída por minúsculas partículas indivisíveis).
Dalton (1.808)(métodos experimentais)
O químico inglês John Dalton, que viveu entre 1.766 a 1.825, afirmava que o átomo era a partícula elementar, a menor partícula que constituía a matéria. Em 1.808, Dalton apresentou seu modelo atômico: o átomo como uma minúscula esfera maciça, indivisível, impenetrável e indestrutível. Para ele, todos os átomos de um mesmo elemento químico são iguais, até mesmo as suas massas. Hoje, nota-se um equívoco pelo fato da existência dos isótopos, os quais são átomos de um mesmo elemento químico que possuem entre si massas diferentes. Seu modelo atômico também é conhecido como "modelo da bola de bilhar".
Modelo Atômico de Dalton: "bola de bilhar".O átomo seria uma esfera (partícula) maciça e indivisível.
Thomson (1.897)(métodos experimentais)
Pesquisando os raios catódicos, o físico inglês J. J. Thomson demonstrou que os mesmos podiam ser interpretados como sendo um feixe de partículas carregadas de energia elétrica negativa, as quais foram chamadas de elétrons. Utilizando campos magnéticos e elétricos, Thomson conseguiu determinar a relação entre a carga e a massa do elétron. Ele conclui que os elétrons (raios catódicos) deveriam ser constituintes de todo tipo de matéria pois observou que a relação carga/massa do elétron era a mesma para qualquer gás que fosse colocado na Ampola de Crookes (tubo de vidro rarefeito no qual se faz descargas elétricas em campos elétricos e magnéticos). Com base em suas conclusões, Thomson colocou por terra o modelo do átomo indivisível e apresentou seu modelo, conhecido também como o "modelo de pudim com passas":
Modelo de Thomsom: "pudim com passas".
O pudim é toda a esfera positiva (em azul) e as passas são os elétrons (em amarelo), de carga negativa.
Rutherford (1911)(métodos experimentais)
O modelo atômico de Rutherford é baseado nos resultados da experiência que Rutherford e seus colaboradores realizaram: bombardeamento de uma lâmina muito fina (delgada) de ouro (Au) com partículas alfa (que eram positivas).
Rutherford e seus colaboradores verificaram que, para aproximadamente cada 10.000 partículas alfa que incidiam na lâmina de ouro, apenas uma (1) era desviada ou refletida. Com isso, concluíram que o raio do átomo era 10.000 vezes maior que o raio do núcleo. Comparando, se o núcleo de um átomo tivesse o tamanho de uma azeitona, o átomo teria o tamanho do estádio do Morumbi. Surgiu então em 1.911, o modelo do átomo nucleado, conhecido como o modelo planetário do átomo: o átomo é constituído por um núcleo central positivo, muito pequeno em relação ao tamanho total do átomo porém com grande massa e ao seu redor, localizam-se os elétrons com carga negativa (compondo a "enorme" eletrosfera) e com pequena massa, que neutraliza o átomo.
Modelo atômico de Rutherford: modelo planetário do átomo.
O átomo é formado por um núcleo muito pequeno em relação ao átomo, com carga positiva, no qual se concentra praticamente toda a massa do átomo. Ao redor do núcleo localizam-se os elétrons neutralizando a carga positiva.
Bohr (1.913)(métodos experimentais)
Nota-se no modelo de Rutherford dois equívocos:
· uma carga negativa, colocada em movimento ao redor de uma carga positiva estacionária, adquire movimento espiralado em direção à carga positiva acabando por colidir com ela;
· uma carga negativa em movimento irradia (perde) energia constantemente, emitindo radiação. Porém, sabe-se que o átomo em seu estado normal não emite radiação.
O físico dinamarquês Niels Bohr conseguiu "solucionar" os equívocos cometidos por Rutherford baseando-se na seguinte idéia:
Bohr (1.913)(métodos experimentais)
Nota-se no modelo de Rutherford dois equívocos:
· uma carga negativa, colocada em movimento ao redor de uma carga positiva estacionária, adquire movimento espiralado em direção à carga positiva acabando por colidir com ela;
· uma carga negativa em movimento irradia (perde) energia constantemente, emitindo radiação. Porém, sabe-se que o átomo em seu estado normal não emite radiação.
O físico dinamarquês Niels Bohr conseguiu "solucionar" os equívocos cometidos por Rutherford baseando-se na seguinte idéia:
· um elétron num átomo adquire apenas certas energias, e cada energia é representada por uma órbita definida, particular. Se o elétron recebe energia ele pula para uma outra órbita mais afastada do núcleo. Pode ocorrer no elétron a perda de energia por irradiação, e sendo assim, o elétron cai para uma órbita mais próxima do núcleo. Todavia o elétron não pode ficar entre duas órbitas definidas, específicas, pois essa não seria uma órbita estável ( órbita não específica ).Conclui-se então que: quanto maior a energia do elétron, mais afastado ele está do núcleo.Em outras palavras: um elétron só pode estar em movimento ao redor do núcleo se estiver em órbitas específicas, definidas, e não se encontra em movimento ao redor do núcleo em quaisquer órbitas.
As órbitas permitidas constituem os níveis de energia do átomo ( camadas K L M N ... ).
Sommerfeld (1.916)(postulou)
Após o modelo de Bohr postular a existência de órbitas circulares específicas, definidas, em 1.916 Sommerfeld postulou a existência de órbitas não só circulares, mas elípticas também. Para Sommerfeld, num nível de energia n, havia uma órbita circular e (n-1) órbitas elípticas de diferentes excentricidades. Por exemplo, no nivel de energia n = 4 (camada N), havia uma órbita circular e três órbitas elípticas. Cada uma das órbitas elípticas constitui um subnível, cada um com sua energia.
As órbitas permitidas constituem os níveis de energia do átomo ( camadas K L M N ... ).
Sommerfeld (1.916)(postulou)
Após o modelo de Bohr postular a existência de órbitas circulares específicas, definidas, em 1.916 Sommerfeld postulou a existência de órbitas não só circulares, mas elípticas também. Para Sommerfeld, num nível de energia n, havia uma órbita circular e (n-1) órbitas elípticas de diferentes excentricidades. Por exemplo, no nivel de energia n = 4 (camada N), havia uma órbita circular e três órbitas elípticas. Cada uma das órbitas elípticas constitui um subnível, cada um com sua energia.
Histórico da Classificação dos Elementos
Os cientistas não tinham tantas informações sobre a estrutura da matéria como temos hoje. Porém, já conheciam as propriedades físicas e químicas de diversas substâncias. Esses conhecimentos foram a base de várias propostas de classificação dos elementos químicos apresentadas durante a segunda metade do século XIX.
Berzelius foi o autor de uma das primeiras propostas. Ele baseou – se nas propriedades físicas das substâncias e sugeriu a classificação dos elementos químicos em dois grupos: metais e metalóides. Diversas outras classificações foram desenvolvidas ao longo do tempo.
Desses vários trabalhos, dois serviram de base para a elaboração da tabela que utilizamos hoje: o do químico siberiano Dimitri Ivanovich Mendeleev (1834 – 1907) e o do químico alemão Julius Lothar Meyer (1830 – 1895). Eles desenvolveram seus estudos na mesma época, mas sem que um soubesse do outro.
A lei periódica de Mendeleev – Meyer
Em seus estudos, Mendeleev analisou a composição das substâncias, ou seja, quantos átomos de cada elemento químico formavam seus constituintes. Comparou também esses dados com as propriedades químicas apresentadas por essas substâncias. A partir dos dados obtidos, Mendeleev buscou encontrar uma regularidade entre os diversos trabalhos já existentes sobre classificação dos elementos químicos e propôs uma nova forma de classificação, baseada nas propriedades das substâncias simples dos elementos químicos.
Uma das primeiras conclusões de seus estudos foi: se os elementos químicos estiverem ordenados de acordo com seus pesos atômicos, suas propriedades seguirão uma periodicidade. Quer dizer, após um determinado número de elementos, os que se seguem repetem as propriedades dos primeiros. A partir dessa descoberta, Mendeleev propôs uma lei que ficou conhecida como Lei Periódica dos Elementos Químicos, que afirma: “ As propriedades das substâncias dos elementos se apresentam em função de seus pesos atômicos”.
Baseado nessa lei e nos demais estudos que desenvolvera, Mendeleev propôs, em 1869, uma classificação dos elementos químicos, que resultaria na hoje famosíssima tabela periódica.
Estudos semelhantes foram desenvolvidos independente e simultaneamente pelo alemão Lothar Meyer. Em 1869, ele publicou o livro intitulado Modernas teorias da Química, no qual apresentava relações entre as massas das substâncias simples dos elementos químicos e suas propriedades físicas, propondo uma classificação parecida com à de Mendeleev.
Em 1870, Meyer publicou um trabalho no qual reconhece a proposta de Mendeleev e propõe algumas correções. Meyer baseou-se principalmente em propriedades físicas, enquanto Mendeleev, em propriedades químicas de óxidos e de substâncias simples. Apesar de algumas divergências, os dois cientistas reconheciam e respeitavam o trabalho um do outro. Embora Mendeleev tenha alcançado maior prestígio, ambos foram reconhecidos pela comunidade científica. Assim, a lei periódica é considerada de Mendeleev – Meyer.
Embora as tabelas de Mendeleev e Meyer contivessem algumas imperfeições, como a inversão de alguns elementos, e não previssem a colocação dos lantanídeos, actinídeos e gases nobres, elas foram fundamentais para o desenvolvimento da tabela periódica moderna, a qual é uma derivação de outras propostas que surgiram a partir da tabela original desses dois cientistas.
Espaços vazios: os elementos não descobertos
Ao organizar os elementos, considerando a ordem crescente de peso atômico e as propriedades químicas de suas substâncias, Mendeleev observou que em sua tabela existiam espaços vazios. Deduziu, então, que eles deveriam pertencer a elementos químicos ainda não descobertos. E, pela análise das informações sobre os elementos já conhecidos, pôde até prever as propriedades de três ainda não descobertos, aos quais deu os seguintes nomes: ecalumínio (gálio, descoberto em 1875), ecaboro (escândio, descoberto em 1879) e ecassilício (germânio, descoberto em 1886).
Seguindo a previsão das propriedades dos átomos e das substâncias desses elementos, os químicos puderam depois identificá-los e obter dados próximos dos previstos por Mendeleev. Além desses, muitos outros elementos foram descobertos posteriormente. Dentre eles, estão os gases nobres – hélio em 1895, argônio em 1894 e neônio em 1898 -, descobertos pelo químico escocês Willian Ramsay (1852 – 1916).
Colocando os elementos em uma nova ordem: a lei de Moseley
No século XIX, quando Mendeleev propôs a sua classificação periódica, os estudos estabeleciam a relação entre propriedades das substâncias simples e suas massas. No entanto, no século XX, com o surgimento de novos modelos para explicar a estrutura dos átomos, pôde-se constatar que as propriedades das substâncias estão relancionadas não com as massas de seus átomos, mas com os seus números atômicos (número de prótons).
Quem introduziu esse novo conceito foi o físico britânico Henry G. J. Moseley (1887 – 1915). Em 1913, ele descobriu a existência de uma relação entre a frequência dos raios X emitidos por diferentes metais e um número – que seria depois chamado de número atômico – correspondente à carga positiva do núcleo atômico. A partir dessa relação, Moseley pôde concluir que as propriedades químicas e físicas das substâncias simples dos elementos eram representadas melhor pelos números atômicos do que por suas massas, hipótese já considerada por outros físicos da época. Baseando-se nessa descoberta, foi possível reorganizar a tabela, seguindo agora não a ordem das massas e sim a ordem dos números.
Classificação Moderna dos Elementos Químicos
Na tabela periódica, os elementos estão organizados em ordem crescente de número atômico. Ela é organizada por colunas, denominadas grupos, e linhas horizontais, denominadas períodos. Os grupos correspondem a conjuntos de elementos cujos átomos formam substâncias com propriedades físicas e/ou químicas semelhantes.
Os grupos da tabela periódica, também chamados de famílias, apresentam propriedades químicas e físicas que distinguem uns dos outros.
Atualmente, conforme determinação da Iupac, os grupos são identificados pela numeração de 1 a 18. Em tabelas antigas, a representação era feita por algarismos romanos seguidos das letras A (grupos 1, 2 e de 13 a 18) ou B (3 a 12). Alguns desses grupos são conhecidos por um nome específico, enquanto outros são pelo nome do primeiro elemento.
Elementos representativos e de transição
Os elementos dos grupos 1e 2 e os de 13 a 18 são chamados de representativos e seu dois primeiros elementos , exceto no caso do grupo 18, são denominados típicos, por representarem bem as propriedades químicas dos demais componentes de seu grupos.
Os átomos desses elementos constituem a maior parte das substâncias que nos rodeiam.
Os elementos dos grupos de 3 a 12 são chamados elementos de transição, pois as suas substâncias possuem propriedades entre os dois primeiros grupos dos elementos representativos e os grupos dos elementos representativos logo a seguir.
Os elementos das duas linhas separadas da tabela periódica pertencem, respectivamente ao sexto e ao sétimo períodos e são denominados lantanídeos e actinídeos (nomes dados pelo primeiro elemento de cada série: lantânio e actínio) ou elementos de transição interna. Antigamente, essas séries eram denominadas terras raras, devido a baixa incidência de minerais contendo átomos de seus elementos.
Metais, não - metais e gases nobres
Conforme a Iupac, os elementos são classificados também, de acordo com as características de suas substâncias simples, em metais, não - metais e gases nobres.
A maioria dos elementos químicos é classificados como metal, por suas substâncias apresentarem propriedades metálicas.
Os grupos da tabela periódica, também chamados de famílias, apresentam propriedades químicas e físicas que distinguem uns dos outros.
Atualmente, conforme determinação da Iupac, os grupos são identificados pela numeração de 1 a 18. Em tabelas antigas, a representação era feita por algarismos romanos seguidos das letras A (grupos 1, 2 e de 13 a 18) ou B (3 a 12). Alguns desses grupos são conhecidos por um nome específico, enquanto outros são pelo nome do primeiro elemento.
Elementos representativos e de transição
Os elementos dos grupos 1e 2 e os de 13 a 18 são chamados de representativos e seu dois primeiros elementos , exceto no caso do grupo 18, são denominados típicos, por representarem bem as propriedades químicas dos demais componentes de seu grupos.
Os átomos desses elementos constituem a maior parte das substâncias que nos rodeiam.
Os elementos dos grupos de 3 a 12 são chamados elementos de transição, pois as suas substâncias possuem propriedades entre os dois primeiros grupos dos elementos representativos e os grupos dos elementos representativos logo a seguir.
Os elementos das duas linhas separadas da tabela periódica pertencem, respectivamente ao sexto e ao sétimo períodos e são denominados lantanídeos e actinídeos (nomes dados pelo primeiro elemento de cada série: lantânio e actínio) ou elementos de transição interna. Antigamente, essas séries eram denominadas terras raras, devido a baixa incidência de minerais contendo átomos de seus elementos.
Metais, não - metais e gases nobres
Conforme a Iupac, os elementos são classificados também, de acordo com as características de suas substâncias simples, em metais, não - metais e gases nobres.
A maioria dos elementos químicos é classificados como metal, por suas substâncias apresentarem propriedades metálicas.
Grandezas Físicas
Grandeza é um atributo (característica) de algo do universo físico que pode ser medido de alguma forma. Para o químico, além de volume e massa, existe outra grandeza relacionada à quantidade que já incorporada em sua rotina de trabalho: a numerosidade.
Numerosidade é representada pela letra n, que permite determinar a quantidade de entidades químicas.
Numerosidade é representada pela letra n, que permite determinar a quantidade de entidades químicas.
Balanceamento de Equação Química
Para os químicos, o cálculo das quantidades necessárias de cada reagente para formar um determinado produto tem importância vital. Esse cálculo é chamado de estequiométrico, do grego stoikheîon, elemento, e métron, medida.
Para que possamos fazer corretamente os cálculos estequiométricos de uma reação química é necessário, em primeiro lugar, que a equação que a representa esteja com os coeficientes devidamente acertados. À determinação dos coeficientes de uma equação química damos o nome de balanceamento de equação.
Como já vimos, as reações ocorrem sempre em proporções fixas, que podem ser determinadas experimentalmente em laboratório. Todavia, utilizando o modelo atômico de Dalton, podemos determinar as proporções das substâncias nas reações químicas, sem precisarmos realizá – las experimentalmente.
Embora existam modelos mais avançados para explicar a constituição da matéria, o modelo atômico de Dalton é suficiente para expor e prever a estequiometria das reações químicas. Segundo esse modelo, nas reações ocorrem rearranjos dos átomos que formam as substâncias. Por isso, os átomos dos reagentes são os mesmos dos produtos, ou seja, a quantidade da átomos de cada elemento químico presente nos reagentes será igual à quantidade de átomos desse elemento nos produtos.
Se considerarmos uma reação química genérica entre as substâncias A e B, formando as substâncias C e D, podemos representá – la pela seguinte equação:
a A + b B -> c C + d D
Nessa equação, as letras minúsculas representam os coeficientes de proporcionalidade de cada substância na referida reação química.
Vale lembrar que em uma equação química os sinais e a seta têm um significado diferente dos sinais representados pela Matemática. O sinal + representa que as substâncias foram colocadas em contato, e a seta -> indica que há uma transformação, produzindo outras subbstâncias (produtos).
Para que possamos fazer corretamente os cálculos estequiométricos de uma reação química é necessário, em primeiro lugar, que a equação que a representa esteja com os coeficientes devidamente acertados. À determinação dos coeficientes de uma equação química damos o nome de balanceamento de equação.
Como já vimos, as reações ocorrem sempre em proporções fixas, que podem ser determinadas experimentalmente em laboratório. Todavia, utilizando o modelo atômico de Dalton, podemos determinar as proporções das substâncias nas reações químicas, sem precisarmos realizá – las experimentalmente.
Embora existam modelos mais avançados para explicar a constituição da matéria, o modelo atômico de Dalton é suficiente para expor e prever a estequiometria das reações químicas. Segundo esse modelo, nas reações ocorrem rearranjos dos átomos que formam as substâncias. Por isso, os átomos dos reagentes são os mesmos dos produtos, ou seja, a quantidade da átomos de cada elemento químico presente nos reagentes será igual à quantidade de átomos desse elemento nos produtos.
Se considerarmos uma reação química genérica entre as substâncias A e B, formando as substâncias C e D, podemos representá – la pela seguinte equação:
a A + b B -> c C + d D
Nessa equação, as letras minúsculas representam os coeficientes de proporcionalidade de cada substância na referida reação química.
Vale lembrar que em uma equação química os sinais e a seta têm um significado diferente dos sinais representados pela Matemática. O sinal + representa que as substâncias foram colocadas em contato, e a seta -> indica que há uma transformação, produzindo outras subbstâncias (produtos).
Quantidade de Matéria
Os constituintes dos materiais (átomos, moléculas, íons, etc.) são entidades pequenas demais para serem contadas uma a uma. Os químicos desenvolveram uma unidade de medida para as entidades constituintes das substâncias. No caso da Química, a numerosidade de espécies químicas (átomos, moléculas, íons, elétrons) foi denominada quantidade de matéria. Essa é uma grandeza de numerosidade, representa pela letra n, que permite determinar a quantidade de entidades químicas.
A unidade de medida da grandeza quantidade de matéria é o mol – do latim moles, que significa grande massa compacta. O molé, portanto, a unidade de numerosidade de entidades químicas.
Resumindo: Mol é a quantidade de matéria de um sistema que contém tantas entidades elementares quantos são os átomos contidos em 0,012 kg e carbono – 12.
A unidade de medida da grandeza quantidade de matéria é o mol – do latim moles, que significa grande massa compacta. O molé, portanto, a unidade de numerosidade de entidades químicas.
Resumindo: Mol é a quantidade de matéria de um sistema que contém tantas entidades elementares quantos são os átomos contidos em 0,012 kg e carbono – 12.
Constante de Avogadro
O químico é um profissional detalhista: característica necessária para quem lida com átomos e moléculas. Muitas vezes, ele precisa saber as quantidades exatas das substâncias com as quais trabalha, isto é, tem de determinar quantas entidades químicas (átomos, moléculas, íons, etc.) existem em certa porção de material.
O número de átomos presentes em uma amostra de 0,012 é de carbono -12 é dado por uma constante física que recebe o nome de constante de Avogadro (Na), em homenagem ao químico Amedeo Avogadro (1776-1856), que estabeleceu os fundamentos para sua criação. Como os átomos são entidades muito pequenas, seu valor numérico é muito grande.
Como não podiam precisar o valor da constante de Avogadro, vários químicos e físicos (inclusive Albert Einstein) propuseram métodos indiretos para determiná-lo. Sabendo que muitas propriedades das substâncias dependem da quantidade de entidades químicas (átomos, moléculas, íons, etc.) , eles apresentaram técnicas específicas para medir tais propriedades e metodologias de cálculos que fornecem a constante de Avogadro, ou seja, o número de entidades presentes em um mol.
Existem vários métodos para determinação da constante de Avogadro. Com a evolução tecnológica, as técnicas e o equipamento foram aperfeiçoados o que permitiu a determinação de valores mais precisos da constante de Avogadro.
A constante de Avogadro não deve ser comparada a outras medidas, como a dúzia e a centena, porque essas quantidades são definidas como números e não como grandezas físicas. Uma dúzia corresponde a 12 unidades. Uma centena corresponde a 100 unidades. Já a constante de Avogadro é definida como o número de átomos presentes em um mol de carbono-12 (0,012kg de carbono-12).
Ao longo de sua história, seu valor vem sendo determinado com precisão cada vez maior, mas nunca chegaremos ao valor exato, porque a constante de Avogadro é obtida experimentalmente.
A unidade da constante de Avogadro (Na) é mol -¹, ou seja, o número de entidades por mol.
Para efeito didático, não necessitamos ser tão precisos quantos os químicos. Assim, iremos considerar a constante de Avogadro como 6,02 x 10²³ mo -¹ em nossos cálculos químicos.
Resumindo: 1 MOL = 6,02 x 10²³ entidades (átomos, moléculas, etc.)
O número de átomos presentes em uma amostra de 0,012 é de carbono -12 é dado por uma constante física que recebe o nome de constante de Avogadro (Na), em homenagem ao químico Amedeo Avogadro (1776-1856), que estabeleceu os fundamentos para sua criação. Como os átomos são entidades muito pequenas, seu valor numérico é muito grande.
Como não podiam precisar o valor da constante de Avogadro, vários químicos e físicos (inclusive Albert Einstein) propuseram métodos indiretos para determiná-lo. Sabendo que muitas propriedades das substâncias dependem da quantidade de entidades químicas (átomos, moléculas, íons, etc.) , eles apresentaram técnicas específicas para medir tais propriedades e metodologias de cálculos que fornecem a constante de Avogadro, ou seja, o número de entidades presentes em um mol.
Existem vários métodos para determinação da constante de Avogadro. Com a evolução tecnológica, as técnicas e o equipamento foram aperfeiçoados o que permitiu a determinação de valores mais precisos da constante de Avogadro.
A constante de Avogadro não deve ser comparada a outras medidas, como a dúzia e a centena, porque essas quantidades são definidas como números e não como grandezas físicas. Uma dúzia corresponde a 12 unidades. Uma centena corresponde a 100 unidades. Já a constante de Avogadro é definida como o número de átomos presentes em um mol de carbono-12 (0,012kg de carbono-12).
Ao longo de sua história, seu valor vem sendo determinado com precisão cada vez maior, mas nunca chegaremos ao valor exato, porque a constante de Avogadro é obtida experimentalmente.
A unidade da constante de Avogadro (Na) é mol -¹, ou seja, o número de entidades por mol.
Para efeito didático, não necessitamos ser tão precisos quantos os químicos. Assim, iremos considerar a constante de Avogadro como 6,02 x 10²³ mo -¹ em nossos cálculos químicos.
Resumindo: 1 MOL = 6,02 x 10²³ entidades (átomos, moléculas, etc.)
Massa Molar
Para lidar com quantidades macroscópicas, utilizamos a massa molar, que se refere à massa de um mol de entidades. Essas, poderão ser átomos (55,8 g/mol Fe), moléculas (18g/mol H2O) ou grupamento de íons (57,5 g/mol NaCl). Ela representa a massa da numerosidade igual ao número de átomos presentes em 12 g de carbono – 12, ou seja, em um mol. Sua definição é:
Massa molar (M) é a massa de um mol da substância.
Atualmente, para determinar a massa molar de uma substância, os químicos utilizam equipamentos chamados espectrômetros de massas. Os valores de massa das substâncias podem ser calculados a partir das quantidades que reagem com uma massa conhecida de carbono ou outra substância cuja massa molar já foi determinada.
Massa molar (M) é a massa de um mol da substância.
Atualmente, para determinar a massa molar de uma substância, os químicos utilizam equipamentos chamados espectrômetros de massas. Os valores de massa das substâncias podem ser calculados a partir das quantidades que reagem com uma massa conhecida de carbono ou outra substância cuja massa molar já foi determinada.
Exercícios resolvidos de Química
1) O ponto de ebulição do isoctano à pressão de 1 atmosfera é 99°C e o ponto de fusão é -107 °C. Á mesma pressão, indique o estado de agregação do isoctano quando ele estiver nas seguintes temperaturas:
a) -125 °C;
b) -25 °C;
c) 25 °C;
d) 125 °C;
e) 99 °C.
Respostas
a) sólido
b) líquido
c) líquido
d) gasoso
e) líquido / gás
2) Considere a seguinte tabela, cujos dados foram obtidos à pressão de 1 atmosfera:
Substância Ponto de fusão (°C) Ponto de ebulição (°C)
Etano -171 -93
Propano -190 -45
Butano -135 0,6
Pentano -131 36
Quantas dessas substâncias são líquidas a 25 °C e à pressão de 1 atmosfera ?
a) Nenhuma.
b) 1.
c) 2.
d) 3.
e) Todas.
Resposta
b) 1.
3) Ácido acético e bromo, sob pressão de 1 atm, estão em recipientes imersos em banhos, a ácido acético em banho de óleo a 150 °C e o bromo, em banho de água a 0 °C . Nessas condições, qual é o estado físico preponderante de cada uma dessas substâncias ?
Dados: o ácido acético apresenta temperatura de fusão igual a 17 °C e temperatura de ebulição a 1 atm igual a 118 °C. O bromo apresenta temperatura de fusão igual a -7 °C e temperatura de ebulição a 1 atm igual a 59 °C.
a) ácido acético sólido e bromo líquido.
b) ácido acético líquido e bromo gasoso.
c) ácido acético gasoso e bromo sólido.
d) ácido acético sólido e bromo gasoso.
e) ácido acético gasoso e bromo líquido.
Resposta
e) ácido acético gasoso e bromo líquido.
4) Julgue os itens abaixo, marcando C para os corretos e E para os errados.
1) A água é uma mistura heterogênea que resulta da reunião de hidrogênio e oxigênio.
2) Materiais quimicamente puros são de origem natural.
3) Produtos químicos, como detergentes e loções para a pele, contêm mais de uma substânica.
4) Uma substância sempre constituirá um sistema monofásico.
Resposta
1) E
2) E
3) C
4) E
5) Julgue os itens abaixo, marcando C para os corretos e E para os errados.
1) A evaporação permite a separação de dois líquidos bastante voláteis.
2) É possível a separação de uma mistura homogênea líquido-líquido por destilação fracionada.
3) A separação de componentes do petróleo é feita com base na diferença entre os respectivos pontos de ebulição.
4) O princípio da destilação fracionada fundamenta-se na diferença de solubilidade dos sólidos de uma mistura.
Resposta
1) E
2) C
3) C
4) E
6) Qual dos métodos de separação seguintes se baseia na diferença de densidade ?
a) Decantação
b) Destilação fracionada
c) Peneiração
d) Cristalização
e) Sublimação
Resposta
a) Decantação
7) A maioria das substâncias é encontrada na natureza sob a forma de misturas, tais como: rochas,solo, gases da atmosfera, água da mar, minerais, alimentos, água dos rios, etc. A separação de uma substância pode ocorrer, dependendo das características da mistura, de diferentes maneiras. Assim sendo, assinale as afirmativas corretas:
a) A separação da água dos rios, lagos e mares, na formação da chuva, ocorre por destilação natural.
b) A separação do resíduo (pó de café) da solução de café é feita por filtração.
c) A separação do sal de cozinha da água do mar é feita por evaporação.
d) A separação da coalhada do leite é feita por decantação.
e) A retirada de uma mancha de gordura de uma roupa, usando sabão, é feita por filtração.
f) A separação dos gases de bebidas gaseificadas ocorre por evaporação.
Resposta
A, b, c, d.
8) Foram acondicionados,acidentalmente, em um único recipiente, areia, sal de cozinha, água e óleo de soja. Para separar adequadamente cada componente dessa mistura, devem ser feitas as seguintes operações:
a) destilação simples seguida de decantação e centrifugação.
b) destilação simples seguida de centrifução e sifonação.
c) filtração seguida de destilação simples e catação.
d) filtração seguida de decantação simples.
e) decantação seguida de catação e filtração.
Resposta
d) filtração seguida de decantação simples.
9) A pressão atmosférica medida em uma cidade foi de 912 mmHg. Calcule o valor dessa pressão em:
a) atmosferas (atm);
b) pascals (Pa).
Resposta
a) 1 atm = 760 mmHg
x atm = 912 mmHg
760x = 912
x = 912 / 760
x = 1,2 atm
b) 760 mmHg = 101 325 Pa
912 mmHg = x
760x = 92408400
x = 92408400 / 760
x = 121 590 Pa
10) Onde a pressão atmosférica é maior: em Brasília (a aproximadamente 1200 m de altitude) ou no Rio de Janeiro (ao nível do mar) ? Justifique.
Resposta
No Rio de Janeiro (ao nível do mar), pois a pressão atmosférica varia de acordo com a altitude, por exemplo, em elevadas altitudes, a quantidade de ar sobre a superfície terrestre é bem menor do que ao nível do mar e, por isso, na serra a pressão é menor do que na praia.
11) Converta as temperaturas abaixo em escala Celsius:
a) 50 K
b) 422 K
c) 270 K
d) 350 K
Resposta
a) T°C = T°K – 273
T°C = 50 – 273
T°C = - 223 °C
b) T°C = T°K – 273
T°C = 422 – 273
T°C = 149 °C
c) T°C = T°K – 273
T°C = 270 - 273
T°C = - 3 °C
d) T°C = T°K – 273
T°C = 350 – 273
T°C = 77 °C
12) Converta as temperaturas abaixo em escala Kelvin:
a) 37 °C
b) -25 °C
c) 41 °C
Resposta
a) T°K = T°C + 273
T°K = 37 + 273
T°K = 310 K
b) T°K = T°C + 273
T°K = -25 + 273
T°K = 248 K
c) T°K = T°C + 273
T°K = 41 + 273
T°K = 314 K
a) -125 °C;
b) -25 °C;
c) 25 °C;
d) 125 °C;
e) 99 °C.
Respostas
a) sólido
b) líquido
c) líquido
d) gasoso
e) líquido / gás
2) Considere a seguinte tabela, cujos dados foram obtidos à pressão de 1 atmosfera:
Substância Ponto de fusão (°C) Ponto de ebulição (°C)
Etano -171 -93
Propano -190 -45
Butano -135 0,6
Pentano -131 36
Quantas dessas substâncias são líquidas a 25 °C e à pressão de 1 atmosfera ?
a) Nenhuma.
b) 1.
c) 2.
d) 3.
e) Todas.
Resposta
b) 1.
3) Ácido acético e bromo, sob pressão de 1 atm, estão em recipientes imersos em banhos, a ácido acético em banho de óleo a 150 °C e o bromo, em banho de água a 0 °C . Nessas condições, qual é o estado físico preponderante de cada uma dessas substâncias ?
Dados: o ácido acético apresenta temperatura de fusão igual a 17 °C e temperatura de ebulição a 1 atm igual a 118 °C. O bromo apresenta temperatura de fusão igual a -7 °C e temperatura de ebulição a 1 atm igual a 59 °C.
a) ácido acético sólido e bromo líquido.
b) ácido acético líquido e bromo gasoso.
c) ácido acético gasoso e bromo sólido.
d) ácido acético sólido e bromo gasoso.
e) ácido acético gasoso e bromo líquido.
Resposta
e) ácido acético gasoso e bromo líquido.
4) Julgue os itens abaixo, marcando C para os corretos e E para os errados.
1) A água é uma mistura heterogênea que resulta da reunião de hidrogênio e oxigênio.
2) Materiais quimicamente puros são de origem natural.
3) Produtos químicos, como detergentes e loções para a pele, contêm mais de uma substânica.
4) Uma substância sempre constituirá um sistema monofásico.
Resposta
1) E
2) E
3) C
4) E
5) Julgue os itens abaixo, marcando C para os corretos e E para os errados.
1) A evaporação permite a separação de dois líquidos bastante voláteis.
2) É possível a separação de uma mistura homogênea líquido-líquido por destilação fracionada.
3) A separação de componentes do petróleo é feita com base na diferença entre os respectivos pontos de ebulição.
4) O princípio da destilação fracionada fundamenta-se na diferença de solubilidade dos sólidos de uma mistura.
Resposta
1) E
2) C
3) C
4) E
6) Qual dos métodos de separação seguintes se baseia na diferença de densidade ?
a) Decantação
b) Destilação fracionada
c) Peneiração
d) Cristalização
e) Sublimação
Resposta
a) Decantação
7) A maioria das substâncias é encontrada na natureza sob a forma de misturas, tais como: rochas,solo, gases da atmosfera, água da mar, minerais, alimentos, água dos rios, etc. A separação de uma substância pode ocorrer, dependendo das características da mistura, de diferentes maneiras. Assim sendo, assinale as afirmativas corretas:
a) A separação da água dos rios, lagos e mares, na formação da chuva, ocorre por destilação natural.
b) A separação do resíduo (pó de café) da solução de café é feita por filtração.
c) A separação do sal de cozinha da água do mar é feita por evaporação.
d) A separação da coalhada do leite é feita por decantação.
e) A retirada de uma mancha de gordura de uma roupa, usando sabão, é feita por filtração.
f) A separação dos gases de bebidas gaseificadas ocorre por evaporação.
Resposta
A, b, c, d.
8) Foram acondicionados,acidentalmente, em um único recipiente, areia, sal de cozinha, água e óleo de soja. Para separar adequadamente cada componente dessa mistura, devem ser feitas as seguintes operações:
a) destilação simples seguida de decantação e centrifugação.
b) destilação simples seguida de centrifução e sifonação.
c) filtração seguida de destilação simples e catação.
d) filtração seguida de decantação simples.
e) decantação seguida de catação e filtração.
Resposta
d) filtração seguida de decantação simples.
9) A pressão atmosférica medida em uma cidade foi de 912 mmHg. Calcule o valor dessa pressão em:
a) atmosferas (atm);
b) pascals (Pa).
Resposta
a) 1 atm = 760 mmHg
x atm = 912 mmHg
760x = 912
x = 912 / 760
x = 1,2 atm
b) 760 mmHg = 101 325 Pa
912 mmHg = x
760x = 92408400
x = 92408400 / 760
x = 121 590 Pa
10) Onde a pressão atmosférica é maior: em Brasília (a aproximadamente 1200 m de altitude) ou no Rio de Janeiro (ao nível do mar) ? Justifique.
Resposta
No Rio de Janeiro (ao nível do mar), pois a pressão atmosférica varia de acordo com a altitude, por exemplo, em elevadas altitudes, a quantidade de ar sobre a superfície terrestre é bem menor do que ao nível do mar e, por isso, na serra a pressão é menor do que na praia.
11) Converta as temperaturas abaixo em escala Celsius:
a) 50 K
b) 422 K
c) 270 K
d) 350 K
Resposta
a) T°C = T°K – 273
T°C = 50 – 273
T°C = - 223 °C
b) T°C = T°K – 273
T°C = 422 – 273
T°C = 149 °C
c) T°C = T°K – 273
T°C = 270 - 273
T°C = - 3 °C
d) T°C = T°K – 273
T°C = 350 – 273
T°C = 77 °C
12) Converta as temperaturas abaixo em escala Kelvin:
a) 37 °C
b) -25 °C
c) 41 °C
Resposta
a) T°K = T°C + 273
T°K = 37 + 273
T°K = 310 K
b) T°K = T°C + 273
T°K = -25 + 273
T°K = 248 K
c) T°K = T°C + 273
T°K = 41 + 273
T°K = 314 K
Assinar:
Postagens (Atom)