Archive for the '2º Ano' Category



Marcelo-Química-EM

Fala galera do CSJ!!!

Um abraço a todos meus queridos alunos!!!

Matéria lecionada em 05/11/09

 

1° Ano

  • Exemplos;
  • Exercícios sobre massa molecular.

2° Ano

  • Ligações metálicas;
  • Exemplos;
  • Exercícios.

3° Ano

  • Aplicação de prova.

Marcelo-Química-EM

Fala galera do CSJ!!!

Um abraço a todos meus queridos alunos!!!

Matéria lecionada em 29/10/09

 

1° Ano

  • Correção de exercícios sobre equações químicas e balanceamento de equações.

2° Ano

  • Aplicação de prova semanal de exatas;
  • Ligações iônicas.
  • Exemplos e exercícios.

3° Ano

  • Correção de exercícios sobre cálculo do Nox.

 

Matéria lecionada em 30/10/09

 

1° Ano

  • Continuação da correção de exercícios sobre equações químicas e balanceamento de equações.

2° Ano

  • Ligação covalente normal ou simples.

3° Ano

  • Reconhecimento de reações redox através do cálculo do Nox.

 

Matéria lecionada em 31/10/09

 

1° Ano

  • Cálculo de massa atômica e massa molecular.

2° Ano

  • Ligação covalente dativa.

3° Ano

  • Exercícios sobre reconhecimento de reações redox através do cálculo do Nox.

Marcelo-Química-EM

Fala galera do CSJ!!!

Um abraço a todos meus queridos alunos!!!

Matéria lecionada em 23/10/09

 

1° Ano

  • Exercícios sobre equações químicas e balanceamento de equações

 

2° Ano

  • Introdução ao estudo de ligações químicas.
  •  Regra do octeto.

 

3° Ano

  • Exemplos e exercícios sobre cálculo do Nox.

Marcelo-Química-EM

Fala galera do CSJ!!!

Um abraço a todos meus queridos alunos!!!

Matéria lecionada em 22/10/09

 

1° Ano

  • Continuação da correção da prova mensal.
  • Exercícios sobre equações químicas e balanceamento de equações

 

2° Ano

  • Aplicação de prova de recuperação contínua.

 

3° Ano

  • Introdução ao estudo das reações de óxido-redução.
  • Número de oxidação;
  • Regras práticas para o cálculo do Nox.

 

3° Ano

Capítulo 7 – Produzindo Energia

 

Introdução: Estamos na “era da eletrônica”!

 

                O uso de aparelhos eletrônicos é cada vez maior. Você já se deu conta de quantos aparelhos eletrônicos você usa? Muitos deles necessitam pilhas ou baterias. O descarte dessas pilhas e das baterias tem se tornado um problema mundial. Quais serão os melhores destinos para elas? É melhor usar pilhas descartáveis ou pilhas recarregáveis? Quais são as diferenças entre elas? Quais são as diferenças entre uma pilha e uma bateria? Como funciona uma pilha? Por que algumas pilhas são recarregáveis e outras não? Como uma pilha é recarregada? Por que as pilhas recarregáveis não duram para sempre? Ocorre dentro da pilha alguma reação química? Essas e outras perguntas serão respondidas ao longo deste capítulo.

 

Oxidação e redução

 

                Os metais mais reativos são os que perdem elétrons com mais facilidade: o lítio, o sódio, o potássio (alcalinos) e os alcalinos terrosos, como o cálcio e o bário.

                Os não metais mais reativos são os que ganham elétrons com mais facilidade: o flúor, o cloro, o bromo (halogênios) e o oxigênio.

                Uma reação entre um não metal e um metal é sempre uma reação de óxido-redução, pois nela o metal está perdendo elétrons e o não metal está ganhando elétrons. Por exemplo, na reação entre sódio e cloro:

2 Na(s) + CI2(g) à 2 NaCI (s)

 

A transformação:                   Na à  Na+ + e

é chamada de oxidação. O nome oxidação deve-se ao fato de que o oxigênio é abundante na atmosfera e é ele o responsável por uma boa parte das oxidações que acontecem no planeta. O termo provém de oxigenação, aumento do teor de oxigênio.

 

A transformação:                   CI2 + 2 e à 2 CI

é chamada de redução. O nome redução se refere à diminuição (redução) do teor de oxigênio, ou modernamente, à redução da carga do cloro com o recebimento dos elétrons.

 

Numa reação redox, a espécie química oxidante recebe elétrons e a espécie química redutora perde elétrons.

O sódio foi oxidado e o cloro foi reduzido.

O sódio foi oxidado pelo cloro, então o cloro é chamado de agente oxidante.

O cloro foi reduzido pelo sódio, então o sódio é chamado de agente redutor.

 

                A oxidação não ocorre se não houver, concomitantemente, uma redução, pois, se uma espécie química perde elétrons, (é oxidada) outra ganha elétrons (é reduzida).

 

                Portanto, para reconhecer se uma reação química é de óxido-redução é necessário identificar se há espécies químicas que perdem elétrons e outra(s) que ganham elétrons. Nas reações envolvendo a formação de íons, estudadas no capítulo 4 do volume 2, essa identificação é bastante fácil, pois basta identificar a carga das espécies. Entretanto, nem sempre esse reconhecimento pode ser feito com facilidade. As reações de óxido-redução envolvendo os compostos de carbono (compostos orgânicos), são um exemplo. Para facilitar esse reconhecimento, usa-se o número de oxidação.

 

Número de oxidação ou estado de oxidação (Nox)

 

                O número de oxidação é um número inteiro que expressa a carga que cada átomo “parece ter” numa determinada substância, quando os elétrons são contados para os átomos que se ligam segundo determinadas regras.

 

                A primeira regra estabelece que, nas ligações iônicas, os números de oxidação coincidem com as próprias cargas dos íons. Por exemplo:

                No cloreto de sódio, NaCI, a carga iônica do sódio é 1+, pois possui 11 elétrons e 10 prótons e do cloro é 1-, pois possui 18 elétrons e 17 prótons.

 

                Portanto, o número de oxidação (Nox) do sódio é +1 e o do cloro é -1, pois o sódio tem um elétron a menos e o cloro um elétron a mais.

 

No cloreto de bário, BaCI2, o Nox do bário é +2 e do cloro é -1 .

 

Se o íon é um íon simples, isto é, constituído de apenas um átomo, o Nox é a própria carga do íon.

               

                Uma segunda regra estabelece que pares de elétrons compartilhados entre átomos iguais são divididos igualmente entre si e, portanto, o número de oxidação é zero. Nas moléculas H2, 02, N2, CI2, Br2, etc., todos os átomos têm Nox zero. Afinal, são todas moléculas formadas por ligações covalentes e seus elétrons compartilhados são divididos igualmente entre os dois átomos que se ligam.

 

                Uma terceira regra estabelece que os pares de elétrons compartilhados entre átomos diferentes pertencem, para efeito de cálculos do número de oxidação, ao átomo mais eletronegativo. Sendo assim, para cada ligação covalente entre átomos iguais para cada átomo é atribuído Nox = O, enquanto no caso de ligações entre átomos diferentes, para o átomo mais eletronegativo é atribuído Nox – 1, e para o átomo menos eletronegativo é atribuído Nox + 1.

 

Variação da eletronegatividade (atração do núcleo por elétrons) na tabela

 

Vejamos alguns exemplos:

                Na molécula de cloreto de hidrogênio, HCI, há uma ligação covalente entre os dois átomos, porém, o cloro, como é mais eletronegativo, fica com os elétrons na contagem que é realizada para calcular o Nox Assim sendo, o Nox do cloro é -1 e o Nox do hidrogênio é + 1 .

 

                Na molécula do sulfeto de hidrogênio, H2S. O enxofre, no cálculo do Nox, fica com os elétrons dos dois hidrogênios. Portanto, o Nox do enxofre é – 2 e o Nox do hidrogênio é + 1.

 

                Na molécula da amônia, NH3. O Nox do nitrogênio é – 3 e o Nox do hidrogênio é +1.

 

                Na molécula de dióxido de carbono, CO2. O=C=O

 

Quantos elétrons cada oxigênio ganharia, se as ligações fossem quebradas (considere que os elétrons devem ficar com o átomo mais eletronegativo)? E quantos elétrons o átomo de carbono perderia?

 O Nox do carbono na molécula de CO2 é + 4, pois, para efeito de contagem do Nox, o átomo de carbono perde quatro elétrons e cada átomo de oxigênio ganha dois elétrons.

 

                Na molécula de metano, CH4. O Nox do carbono é – 4, pois, neste caso, o carbono ganharia os elétrons dos hidrogênios, ficando com quatro elétrons a mais. O Nox do hidrogênio é + 1; afinal cada átomo de hidrogênio perderia o elétron, se as ligações fossem rompidas.

 

                Na molécula de metanal, H2CO.

Qual é o Nox do carbono?

                Como o carbono ficaria com dois elétrons do hidrogênio, porém perderia dois elétrons para o oxigênio, seu Nox no caso é zero. O Nox do oxigênio é -2 e o do hidrogênio é + 1, afinal cada átomo de hidrogênio perde um elétron.

 

O Nox máximo e mínimo de cada elemento

O Nox máximo e o mínimo que um átomo pode adquirir depende do número de elétrons que ele tem na última camada.

               

Um átomo de cloro, que tem sete elétrons na última camada, ao se combinar com a maior parte dos elementos, assume o Nox -1, pois, exceto o flúor, o oxigênio, o nitrogênio e ele mesmo, ele é mais eletronegativo do que todos os outros elementos e nessas combinações o elétron é contado para ele.

 

O mesmo cloro, ao se combinar com ele mesmo na molécula do gás cloro, assume o Nox zero.

                Porém, ao se combinar com oxigênio, seu Nox é positivo, pois os elétrons ficariam com o oxigênio, que é mais eletronegativo.

                O nitrogênio tem cinco elétrons na última camada; assim, o Nox mínimo que ele pode assumir é – 3 e o máximo é +5. É o que ocorre na amônia, NH3, (-3) e no nitrato de hidrogênio, HN03 (+5).

Regras práticas para se determinar o Nox

 

Para se calcular o Nox de um átomo, pode-se lançar mão de algumas regras práticas. que evitam a necessidade de se conhecer a estrutura da molécula ou do íon de que tal átomo faz parte. As regras a seguir têm razões lógicas para existirem, regras que você deve tentar entender:

 

1. O Nox de qualquer átomo em uma substância simples é zero.

 

2. Os átomos de metais alcalinos têm Nox + 1 nas substâncias compostas.

 

3. Os átomos de metais alcalinos terrosos têm Nox +2 nas substâncias compostas.

 

4. O átomo de um íon mononuclear tem sempre Nox igual à sua carga.

 

5. O átomo de hidrogênio nas substâncias compostas tem Nox + 1. Exceto nos hidretos, nos quais ele vem combinado com um metal; nesse caso o Nox é – 1.

 

6. O átomo de oxigênio nas substâncias compostas assume o Nox -2. Exceto no OF2, no qual o flúor (único) é mais eletronegativo do que ele, e nos peróxidos, que são substâncias que apresentam a ligação O – O, nas quais o oxigênio adquire o Nox -1.

 

7. A somatória de todos Nox dos átomos em uma substância composta é zero.

 

8. O somatório de todos os Nox dos átomos em um íon polinuclear é igual à carga do íon.

 

Exemplos de cálculo

a) Sulfato de Sódio, Na2SO4.

 

O Nox do Na é + 1 (regra 2).                 O Nox do átomo de oxigênio é -2 (regra 6).

 

Sabendo-se o Nox desses dois átomos, é possível calcular o Nox do S, afinal, o somatório deve ser zero (regra 7):

2 x NOxNa + 1 x NoxS + 4 x Noxo = 0, substituindo pelos Nox já conhecidos:

 

2 x (+1) + Noxs + 4 x (-2) = 0 à +2 + Noxs  – 8 = 0 à Noxs = +6

 

 

b) Permanganato de potássio, KMn04

 

O Nox do potássio é + 1 (regra 2).                       O Nox do oxigênio é -2 (regra 6).

 

Pela soma, que deve ser zero, calcula-se o Nox do manganês:

 

NoxK + NoxMn + 4 . Noxo = 0 à  +1 + NoxMn + 4 .  (-2) = 0 à  NoxMn = +7

PROFESSORA NELMA – EDUCAÇÃO FÍSICA

Aulas do dia 20/10

   Prosseguimos com o voleibol e seus fundamentos (toque, manchete, saque por baixo, saque por cima e cortada).

   O jogo amistoso com o 9º ano foi positivo, apesar do resultado.

VALEU O ESFORÇO!                             UMA ÓTIMA SEMANA PARA TODOS!

Marcelo-Química-EM

Fala galera do CSJ!!!

Um abraço a todos meus queridos alunos!!!

Matéria lecionada em 09/10/09

 

1° Ano

  • Aplicação de prova mensal.

 

2° Ano

  • Aplicação de prova mensal.

 

3° Ano

  • Aplicação de prova mensal.

 

Matéria lecionada em 10/10/09

 

1° Ano

  • Exercícios sobre as fórmulas químicas;
  • Participação e visita a feira de profissões.

 

2° Ano

  • Correção da prova mensal.

 

3° Ano

  • Correção da prova mensal e exercícios

 

Matéria lecionada em 15/10/09

 

1° Ano

  • Correção de exercícios sobre as fórmulas químicas;
  • Equações químicas;
  • Balanceamento das equações pelo método das tentativas;
  • Exemplos.

 

2° Ano

  • Energia de ionização;
  • Afinidade eletrônica.
  • Exercícios.

 

3° Ano

  • Correção de exercícios;
  • Exercícios.

 

Matéria lecionada em 16/10/09

 

1° Ano

  • Início da correção da prova mensal.

 

2° Ano

  • Correção de exercícios
  • Aplicação de prova semanal.

 

3° Ano

  • Correção de exercícios

 

1° Ano

Equações químicas: representando as reações químicas

 

É uma representação de uma reação química. Para uma equação química estar correta, ela deve obedecer às exigências abaixo:

Ex: reação de síntese da água:                                      2 H2 + O2 à  2 H2O

 

  • A equação indica quais são as substâncias envolvidas na reação (reagentes e produtos). Sabemos que a síntese da água ocorre a partir das substâncias oxigênio e hidrogênio, e o único produto observado é a água (Lavoisier e outros cientistas de sua época já conheciam esse dado).

 

  • A equação respeita a lei da conservação das massas e, conseqüentemente, dos elementos. Observe que o número de átomos presentes nos reagentes é igual ao do produto 4 átomos de H e 2 átomos de O. Conseqüentemente, a massa se conserva, pois a massa é uma característica intrínseca dos átomos de cada elemento.

 

  • A equação respeita a lei das proporções definidas uma vez que cada substância é representada por uma única fórmula química, ou seja, uma proporção fixa entre as massas dos elementos que a compõe. Além disso, se existe uma proporção entre o número de moléculas de cada substância envolvida na reação, existe uma proporção fixa entre as massas de cada reagente e produto.

 

  • A equação representa as fórmulas químicas de cada substância, que foram determinadas experimentalmente. É claro que não precisamos determinar essas fórmulas toda vez, mas é necessário conhecê-Ias para usá-Ias.

 

Balanceamento de uma equação química

Vamos utilizar outro exemplo:

Vamos escrever uma equação química conhecendo somente as fórmulas dos reagentes e produtos. Sabemos que a síntese da amônia (NH3) ocorre a partir da reação entre o gás nitrogênio (N2) e o gás hidrogênio (H2). Representando reagentes e produtos, temos:

N2 + H2 à NH3

Com isso, a equação já representa as substâncias envolvidas e suas respectivas fórmulas moleculares corretamente. Entretanto, a lei da conservação das massas e, portanto, a lei das proporções definidas ainda não estão contempladas pela nossa representação.

Para acertar isso, basta garantir que o número de átomos de cada elemento presente no produto seja igual ao número de átomos de cada elemento dos reagentes. Lembre-se de que não podemos alterar as fórmulas das substâncias envolvidas, pois estas foram determinadas experimentalmente e são confirmadas por uma série de dados experimentais. Podemos apenas alterar o número de moléculas envolvidas.

 

Do jeito que a equação está, temos:

 

  • Sistema inicial: 2 átomos de N e 2 átomos de H              Sistema final: 1 átomo de N e 3 átomos de H.

 

Podemos acertar o número de átomos de N considerando a formação de duas moléculas de NH3. A equação ficaria:

N2 + H2 à 2 NH3

A contagem de átomos agora está:

 

  • Sistema inicial: 2 átomos de N e 2 átomos de H              Sistema final: 2 átomos de N e 6 átomos de H.

 

Com o número de átomos de N acertado, é só considerar o envolvimento de 3 moléculas de hidrogênio (H2) para igualar o número de átomos envolvidos. A equação fica:

N2 + 3 H2 à 2 NH3

A contagem de átomos ficou:

 

  • Sistema inicial: 2 átomos de N e 6 átomos de H Sistema final: 2 átomos de N e 6 átomos de H.

 

Com esse método simples de contagem de átomos e conhecendo as fórmulas das substâncias participantes da reação química, escrevemos a equação química corretamente.

 

A equação N2 + 3H2 à 2 NH3 está de acordo com os dados obtidos experimentalmente: três volumes de hidrogênio reagem com um volume de nitrogênio, formando dois volumes de amônia. Perceba que o acerto de coeficientes de uma reação química passa pelo mesmo processo de representar uma reação química com as bolinhas representando os átomos. A lógica é a mesma.

 

O processo de determinar o número de moléculas envolvidas em uma reação química chama-se balanceamento de equação, e os números que precedem as fórmulas moleculares são os coeficientes. Na equação de síntese da amônia, o coeficiente do N2 é 1 e não está representado; o coeficiente do H2 é 3 e da amônia é 2.

As regras gerais para balancear uma equação são:

 

  • Escreva as fórmulas das substâncias envolvidas na reação, reagentes e produtos.
  • Acerte os coeficientes da equação de modo que os números de átomos do sistema inicial (reagentes) se mantenham no sistema final (produtos).
  • Escolher um elemento por vez e começando por aquele que aparece em apenas uma substância no produto e no reagente.

 

Outro exemplo:    Al2O3 à    Al +    O2

 

2° Ano

O modelo de Rutherford – Bohr e a energia de ionização

Uma outra propriedade periódica, cujo modelo eletrônico de Rutherford-Bohr explica, é o potencial de ionização (PI.) ou energia de ionização (E.I.). A energia de ionização pode ser definida como a energia necessária para remover um elétron de um átomo isolado, no estado gasoso e em seu estado fundamental.

Obs: Energia de ionização refere-se, freqüentemente, a um mol de átomos, convencionando-se a unidade kJ/mol, enquanto que potencial de ionização refere-se a um átomo, utilizando-se a unidade eV (elétron volt).

Esse processo pode ser representado pela equação:

 

Na (g) à Na+ (g) + e–                                     E.I. = + 496 kJ/mol.

A equação indica que cada mol de sódio, no estado gasoso, precisa receber 496 kJ para liberar um mol de elétrons. A ionização de um átomo é um processo endotérmico, pois, para remover um elétron de um átomo, é necessário fornecer a ele energia.

 

Exceto o hidrogênio, que possui apenas um elétron, todos os outros átomos possuem mais do que uma energia de ionização. O hélio possui dois potenciais de ionização, pois seu átomo neutro possui dois elétrons. A energia fornecida para arrancar o primeiro elétron do hélio é chamada de primeira energia de ionização, a energia para arrancar o segundo elétron do átomo de hélio ionizado positivamente é chamada de segunda energia de ionização. É claro que a segunda energia de ionização do hélio é muito maior do que a primeira, afinal, remover um segundo elétron de um átomo ionizado positivamente é mais difícil do que remover o primeiro.

 

Um elemento apresenta tantos potenciais de ionização quantos elétrons seu átomo neutro tiver. A determinação da energia de ionização é feita com energia elétrica, e a unidade utilizada para expressá-Ia é kJ/mol. A tabela a seguir contém os oito primeiros potenciais de ionização para os vinte primeiros elementos da classificação periódica.

 

Tab 6 – Oito primeiras energias de ionização (kJ/mol) dos vinte primeiros elementos.

 

Como o modelo de Rutherford- Bohr explica isso?

A camada mais externa dos átomos da família dos metais alcalinos terrosos apresenta dois elétrons, e essa camada sente a ação de uma carga nuclear efetiva 2+. Como são átomos com raios atômicos relativamente grandes, as duas primeiras energias de ionização são relativamente baixas. Entretanto, retirar um terceiro elétron de um átomo de magnésio, por exemplo, significaria retirar um elétron de uma camada mais interna. Esse estaria sob ação de uma carga nuclear efetiva 10+ e bem mais próximo do núcleo, sendo muito mais atraído do que os dois elétrons da camada externa. O mesmo se aplica para os demais elementos da família.

Variação da energia de ionização na tabela periódica, com relação aos períodos e as famílias

 

Afinidade eletrônica

                A afinidade eletrônica (A.E.) é outra propriedade que pode ser entendida com o modelo de eletrosfera de Bohr. Afinidade eletrônica é a energia liberada ou absorvida quando um mol de elétron é adicionado a um mol de átomos neutros isolados no estado gasoso, no seu estado fundamental. Por exemplo, o cloro:

 

Cl (g) + eà Cl (g)                                          A.E. = + 348 kJ/mol.

                A equação indica que um mol de cloro, ao receber um mol de elétrons, libera 348 kJ. Note que, geralmente, o sinal positivo indica energia absorvida pelo sistema, mas, no caso da afinidade eletrônica, convencionou-se que o sinal positivo indica liberação de energia, maior afinidade pelo elétron. O processo de recebimento de um elétron, em geral, é exotérmico, isto é, libera energia. É o esperado, pois um elétron preso à eletrosfera de um átomo, geralmente sente atração pelo núcleo (cargas positivas) estando em uma situação mais estável (menor energia) do que isolado no espaço.

 

A tabela a seguir indica os valores de afinidade eletrônica para alguns elementos representativos da classificação periódica dos elementos.

Tab 7 – Afinidades eletrônicas para elementos representativos (kJ/mol) Os valores negativos indicam processo exotérmico.

 

                A afinidade eletrônica segue, de modo geral, o mesmo padrão que as variações observadas para o raio atômico. Isso ocorre porque a adição de um elétron à camada mais externa é tanto mais facilitada quanto maiores forem as forças de atração com que o elétron é atraído. Adicionar um elétron a um átomo pequeno e com grande carga nuclear efetiva é mais fácil. Portanto, os elementos de maior afinidade eletrônica são os não metais, situados bem à direita e no alto da classificação periódica dos elementos.

 

Variação da Afinidade eletrônica na tabela periódica, com relação aos períodos e as famílias.

 

Exceções

  • Os gases nobres não respeitam o gráfico mostrado para a variação do raio atômico e da afinidade eletrônica na tabela periódica, com relação aos períodos e as famílias.

 

  • Porém, para a variação da energia de ionização na tabela periódica, com relação aos períodos e as famílias, pode ser incluído os gases nobres.

 

LÍNGUA PORTUGUESA E.M e 9º ano- CARLÃO

Queridos alunos,

para a próxima avaliação semanal, reflitam sobre o conteúdo do filme “Energia Pura”. Analisem o tema , os sentimentos, a sociedade, a família, os padrões, a mensagem e as personagens.

 A obra é um fragmento de nossa sociedade?

 

Até

Carlão


abril 2015
S T Q Q S S D
« fev    
 12345
6789101112
13141516171819
20212223242526
27282930  

Twitter CSJ

twit

Seguir

Obtenha todo post novo entregue na sua caixa de entrada.