Archive for the '2º Ano' Category



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) + e-à 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

Marcelo-Química-EM

Fala galera do CSJ!!!

Um abraço a todos meus queridos alunos!!!

Matéria lecionada em 08/10/09

 

1° Ano

  • Fórmulas químicas;
  • Revisão e duvidas para prova.

 

2° Ano

  • Nomes especiais dos elementos representativos;
  • Variação do raio atômico na tabela periódica;
  • Revisão e duvidas para prova.

 

3° Ano

  • Constante de produto de solubilidade(Kps);
  • Exemplos e exercícios;
  • Revisão e duvidas para prova.

 

1° Ano

Fórmulas químicas: representando as substâncias

A palavra oxigênio pode significar átomo de oxigênio, o elemento oxigênio, o que engloba todos os átomos de oxigênio ou a substância oxigênio, o gás presente na atmosfera e participante nas reações de combustão e na respiração celular. Para representar um átomo de determinado elemento, utilizamos o mesmo símbolo, e isso pode novamente gerar confusão. Como saber se o símbolo O está se referindo a um átomo de oxigênio ou ao elemento oxigênio?

Se quisermos indicar um determinado número de átomos, escrevemos o número correspondente precedendo o símbolo do elemento. Assim, 5 O significa cinco átomos de oxigênio, 1000 Fe, mil átomos de ferro e 4 S, quatro átomos de enxofre. Para representar uma substância, usamos geralmente a fórmula molecular. Esta indica o número de átomos de cada elemento constituinte da molécula. O número correspondente a quantos átomos há deste elemento na fórmula sucede o símbolo químico do elemento em formatação subscrito.

 

Como exemplo, temos a substância água, representada pela fórmula H20, ou seja, uma molécula é formada por dois átomos de H (2 H) e um átomo de oxigênio (O). Se não houver número subscrito, significa a unidade (1 átomo). Não se escreve H201, porém interpreta-se que cada molécula de água tem um átomo de oxigênio, além dos dois de hidrogênio.

 

Também se quisermos representar várias moléculas de água, basta indicar com um número precursor: 12 H20. Significa doze moléculas de água que contém cada uma dois H e um O, portanto, um total de 24 átomos de H e 12 átomos de O. Existe uma ordem de se escrever os símbolos dos elementos em uma fórmula: a fórmula da água se escreve H20 e não OH2.

Fique atento para a representação das substâncias simples. Escrever 5 O2 significa 5 moléculas da substância oxigênio, enquanto a representação 10 O significa 10 átomos do elemento oxigênio, mas não a substância.

 

As substâncias que não são formadas por moléculas também apresentam uma fórmula “molecular”, porém, nesse caso, por se tratar de um agregado atômico com um número imenso de átomos, não estamos representando o número de átomos presentes, mas a proporção com que aparecem no agregado atômico. Assim, a fórmula do sal de cozinha (cloreto de sódio) é NaCI e significa que, a cada átomo de sódio, encontramos um de cloro no retículo cristalino do sal.

 

Os metais são formados por agregados atômicos com número indeterminado de átomos e geralmente são substâncias simples. Nesse caso, a representação da fórmula química da substância coincide com o símbolo do elemento e do átomo. Desse modo, o símbolo Ag pode representar o metal prata, o elemento prata ou ainda um átomo de prata.

 

        O fato de duas ou mais substâncias possuírem a mesma fórmula molecular é relativamente corriqueiro; especialmente em compostos de carbono, elemento que pode formar longas cadeias. Chamamos de isômeros as substâncias diferentes que apresentam a mesma fórmula molecular.

    O álcool etílico e o éter metílico são substâncias com propriedades físicas e químicas completamente diferentes e é improvável que alguém confunda uma com a outra. Entretanto, se analisarmos apenas sua composição elementar, não conseguimos distingui-Ias.

 

 

Álcool etílico

Éter metílico

Fórmula molecular

C2H6O

C2H6O

Temperatura de fusão (°C)

- 114,1

- 141

Temperatura de ebulição (°C)

78,3

- 24,8

Densidade (g/cm3) (20 °C)

0,789

0,725

Solubilidade em água

Infinitamente solúvel

solúvel

Tabela 2 – Propriedades físicas dos compostos éter metílico e álcool etílico.

 

 

 

Alotropia – Como representar as fórmulas químicas

Em alguns casos, a variedade alotrópica ocorre devido ao número de átomos constituintes na molécula. Como exemplo típico, temos o oxigênio e o ozônio. As diferenças no comportamento químico e nas propriedades físicas estão relacionadas com o número de átomos que compõem cada molécula. O gás oxigênio é formado por moléculas diatômicas (O2), enquanto o ozônio é formado por moléculas triatômicas (O3).

Já a grafita e o diamante são bem mais difíceis de se representar, pois as duas substâncias são classificadas como sólidos covalentes, e ambas as fórmulas químicas devem ser escritas como C. Para diferenciar, indicamos o nome da substância a que estamos nos referindo, geralmente como subscrito, ficando Cdiamante e Cgrafita.

Outro elemento que apresenta formas alotrópicas é o fósforo. Nesse caso, são conhecidas três formas: os fósforos branco, vermelho e preto. Essa terminologia está vinculada à cor apresentada pela forma alotrópica, mas cada um apresenta propriedades físicas e reatividades distintas. O fósforo branco é molecular, constituído de moléculas tetraédricas e representado como P4. Já os fósforos vermelho e preto possuem estruturas com um número indeterminado de átomos e, para diferenciá-Ios, escrevemos Pvermelho e Ppreto.

 

2° Ano

A estrutura atômica e a variação de algumas propriedades periódicas

 

As propriedades periódicas variam com alguma regularidade nos períodos e nas famílias da classificação periódica dos elementos. A análise destas variações, tendo em vista um modelo de eletrosfera, põe à prova o próprio modelo, isto é, se o modelo de eletrosfera é capaz de explicar as variações das propriedades, ele é um modelo satisfatório. Neste capítulo, vamos analisar a variação de três propriedades dos elementos que dizem respeito a um átomo: tamanho do átomo, potencial de ionização e afinidade por um elétron.

Raios atômicos

Como você já sabe, os átomos são muito pequenos, eles têm diâmetros da ordem de 10-10 m.

É impossível atualmente enxergá-Ios diretamente, porém medidas indiretas são realizadas com o intuito de se determinar o seu tamanho. As unidades utilizadas para expressar o raio ou o diâmetro de um átomo são:

1 nanômetro = 1 nm = 10-9 m, ou 1 picômetro = 1 pm = 10-12 m.

Uma dificuldade para determinar o tamanho de um átomo é definir onde está o elétron mais distante do núcleo. Admitindo o átomo como uma esfera, pode-se definir raio atômico como sendo a distância do núcleo até o elétron mais externo do átomo. Porém o problema prático permanece: como medir esta distância?

Os métodos de medida dos raios atômicos são diversos, dependendo do elemento a ser considerado, porém é importante que se tenha claro que é uma medida, apesar de ser muitas vezes uma medida indireta.

São diversos os métodos de medida dos raios atômicos. Em geral, mede-se a distância entre dois núcleos contíguos de uma estrutura sólida, como nos metais, ou mesmo de estruturas moleculares por meio da técnica de difração de raios X.

Nessas condições, admite-se o raio atômico como sendo a metade da distância entre dois núcleos contíguos, isto é, dois núcleos vizinhos.

 

 

Fig 12 – O raio atômico é a metade da distância entre dois núcleos vizinhos.

 

Mesmo considerando o raio como a distância entre dois núcleos vizinhos, alguns problemas aparecem nas medidas do raio atômico: o carbono, por exemplo, apresenta diversos valores de raios, dependendo da substância considerada; no diamante, que são átomos de carbono na sua forma mais densa, o carbono apresenta um raio de 77 pm.

Os mesmos 154 pm são a medida da distância entre os dois carbonos na molécula de etano, o que indica um raio de 77 pm, porém, na molécula de eteno, a distância entre os dois carbonos é menor 137 pm, o que indica um raio menor; e, na molécula do etino, a distância é menor ainda: 120 pm.

No caso do carbono, como em outros casos, é necessário interpretar os valores obtidos; aqui se escolheu como raio o maior valor e interpretam-se os outros valores como resultados de uma maior interpenetração entre as eletrosferas.

 

Variação do raio atômico na tabela periódica, com relação aos períodos e as famílias.

 

Carga nuclear efetiva

O núcleo, devido às suas cargas positivas, exerce pelos elétrons (negativos) forças de atração; quanto maior o número de prótons no núcleo maior a força de atração que ele exerce. Porém, em um átomo com várias camadas, a força de atração é arrefecida pelos elétrons que formam as camadas intermediárias, diminuindo-a. Esse efeito de atrapalhar a atração que o núcleo exerce nos elétrons da última camada é chamado efeito de blindagem. A carga nuclear efetiva é a diferença dentre o número de prótons no núcleo e o número de elétrons nas camadas intermediárias entre o núcleo e a última camada. Quanto maior for a carga nuclear efetiva, maior será a atração que um núcleo exerce sobre a última camada.

 

Exemplos:

O boro 5B, tem duas camadas de elétrons, a primeira com 2 e a segunda com 3. Sua carga nuclear efetiva para a segunda camada é 3, pois 5 – 2 = 3.

O lítio, 3Li, tem as mesmas duas camadas com 2 na primeira e 1 na segunda. Sua carga nuclear efetiva é 1 , pois 3 – 2 = 1.

O cloro, 17CI, tem três camadas de elétrons, com 2 na primeira, 8 na segunda e 7 na terceira. Sua carga nuclear efetiva é 7, pois 17 – 10 = 7.

 

 

3° Ano

No caso das bases, o raciocínio é semelhante.

 

Ex: processo de ionização da amônia:

 

NH3 + H20  NH4+ (aq) + OH- (aq)

 

a constante de equilíbrio, Kb, poderia ser representada por:

 

Kb = [NH4+] . [OH-] / [NH3] . [H2O]

 

De maneira análoga à discutida para o equilíbrio de ionização do ácido acético, a [H2O] (constante e praticamente inalterada no decorrer do processo) pode ser incorporada à constante de equilíbrio, Kb, e a expressão para a constante de ionização de NH3 representada por:

Kb = [NH4+] . [OH-] / [NH3]

 

As bases iônicas insolúveis também são fracas. Você saberia explicar por quê?

 

Vimos no capítulo 3, volume 2 que, no caso dos hidróxidos metálicos, a quantidade de íons livres em solução depende da solubilidade do composto e do grau de dissociação. Os hidróxidos do grupo 1 da tabela periódica são solúveis em água, portanto, bases fortes.

 

Já os hidróxidos com média ou baixa solubilidade são classificados como bases moderadas e fracas, respectivamente.

 

Tomemos como exemplo o hidróxido de cálcio, uma base muito pouco solúvel em água, cuja equação de dissociação iônica pode ser representada por:

Ca(OH)2 (s)  Ca2+(aq) + 2 OH+ (aq)

 

A expressão da constante de equilíbrio desse sistema é:

Kc = [Ca2+].[OH-]2 / [Ca(OH)2]

 

A concentração de um sólido é constante, pois trata-se de um sistema heterogêneo, onde este não se encontra disperso no meio. Portanto, assim como fizemos com a concentração do solvente, consideramos o produto Kc.[Ca(OH)2] como constante também. No caso do estabelecimento de equilíbrio entre um sólido e sua solução saturada (processo de dissociação iônica), a constante é conhecida como constante do produto de solubilidade e representada por Kps ou Ks.

Kps = [Ca2+].[OH-]2

 

Note que, apesar de estarmos nos referindo a uma base e à concentração de OH- em solução, como se trata da dissociação iônica de um sólido em água, falamos em constante do produto de solubilidade, Kps, e não constante de dissociação da base, Kb.

 

PROFESSORA NELMA – EDUCAÇÃO FÍSICA

Aulas do dia 06/10

   Vamos intensificar o treinamento dos fundamentos do voleibol que já trabalhamos com o objetivo de aprimorá-los e desempenhá-los melhor no espaço de jogo.

CRER É PODER! 

História “a melhor” – Professor Davi

Aula do dia 7/10/2009

1° Ano

Assunto: Expansão marítima européia

Atividades:  páginas 220, 221, 222, 223 e 224.

2° Ano

Assunto: Neocolonialismo

Atividades: páginas 148, 155, 156 e 157.

3° Ano

Assunto: Crise de 29

Atividades: paginas 204, 205 e 209.

RICARDO – MATEMÁTICA – ENSINO MÉDIO

SEMANA – 03 a 09 de outubro

1º EM – estamos terminando os últimos conceitos de PG e entraremos em equações exponenciais.

2º EM – terminando a lista de revisão do ENEM – não esqueçam de levá-la na aula.

3º EM – Revisão sobre PROBABILIDADE.

BOA SEMANA A TODOS!!!

RICARDO

Marcelo-Química-EM

Fala galera do CSJ!!!
Um abraço a todos meus queridos alunos!!!
Matéria lecionada em 02/10/09

1° Ano
 Correção da prova semanal;
 Modelo atômico-molecular.

2° Ano
 Continuação da resolução de exercícios;
 Correção da prova semanal;
 Introdução ao estudo da variação de propriedades periódicas.

3° Ano
 Correção da prova semanal;
 As constantes de equilíbrio e a força dos ácidos e bases (continuação)

1° Ano
O modelo atômico-molecular da matéria

Com a modificação sugerida por Avogadro, o modelo atômico de Dalton passa a ser conhecido como Modelo Atômico-Molecular. Conhecendo-se as fórmulas dos reagentes e produtos envolvidos em uma reação, podemos representá-Ia por modelos de bolas ou por equações químicas.
Além disso, podemos construir uma tabela completa das massas atômicas relativas dos elementos. Essa tabela se torna muito útil, pois, conhecendo-se as massas atômicas e as fórmulas das substâncias, estimamos as massas envolvidas em uma reação química qualquer, sem conhecer previamente a sua proporção em massa.

Em resumo, as premissas de modelo atômico-molecular são:

 Todo corpo é constituído por átomos que são partículas esféricas maciças, indivisíveis e indestrutíveis;
 Existem tantas variedades de átomos quantas de elementos químicos;
 Os átomos’ de um mesmo elemento têm comportamento químico e massas iguais, enquanto átomos de elementos diferentes apresentam comportamento químico e massas diferentes;
 Os átomos se aglomeram em agregados atômicos ou moléculas para formar as substâncias.
 As moléculas (ou agregados atômicos) das substâncias elementares são formadas por apenas um elemento, enquanto as substâncias compostas são formadas por átomos de dois ou mais elementos;
 Os átomos permanecem inalterados nas reações químicas, ocorrendo apenas separação e união de átomos, formando novas substâncias.
Volumes iguais de gases quaisquer contêm igual número de moléculas, desde que estejam à mesma temperatura e pressão.

3° Ano
As constantes de equilíbrio e a força dos ácidos e bases

No capítulo anterior, vimos que todas as reações químicas são reversíveis e se processam até que um estado de equilíbrio seja atingido. As irreversíveis são aquelas que atingem um estado de equilíbrio com altas concentrações de produtos e apenas traços de reagentes, ou, em outras palavras, apresentam altos valores de Kc.

É por esta razão que a ionização do ácido clorídrico em água é normalmente representada como um processo irreversível.
HCl (aq) H + (aq) + Cl- (aq)

Conseqüentemente, o pH de uma solução 0,1 mol/L de HCI é igual a aproximadamente 1.

Já para os processos de ionização ou dissociação iônica de ácidos e bases fracos, torna-se obrigatória a representação através de equações que indicam equilíbrios químicos (utilização da dupla seta):
CH3CO2H (aq) +H2O(aq) CH3CO2- (aq) +H3O+ (aq)

Quando o ácido acético é adicionado à água, inicialmente ocorre a ionização do ácido. Conforme vimos no capítulo anterior, a partir do momento em que os produtos começam a se formar, inicia-se a reação inversa, de forma que ambos os processos, ionização do ácido e protonação do acetato (CH3C02 -), ocorrem simultaneamente, porém, com velocidades diferentes, até que o equilíbrio seja atingido. Contudo, no caso de ácidos fracos, o estado de equilíbrio é atingido com altas concentrações do reagente não ionizado, ou seja, a reação inversa se dá em maior extensão (Kc < 1).

Daí a razão de, no equilíbrio, o ácido permanecer predominantemente na forma protonada, tendo como conseqüência a baixa condutibilidade elétrica de sua solução. A constante de equilíbrio de ionização de ácidos é normalmente representada por Ka e a de bases, Kb. No processo de ionização do ácido acético, Ka pode ser expressa por:

Ka = [H3O+].[CH3C02 -] / [CH3CO2H].[H2O]

No entanto, como se trata de solução diluída de ácido fraco, a concentração do solvente, a água, ([H20]) permanece constante, 55,5 mol/L, e praticamente inalterada no decorrer do processo. Sendo assim, a [H20] pode ser incorporada à constante de equilíbrio, Ka e a expressão para a constante de ionização de CH3CO2H, representada por:

Ka = [H3O+].[CH3C02 -] / [CH3CO2H]

O sistema se comporta de forma muito semelhante aos exemplos estudados no capítulo anterior, sendo afetado por variações de temperatura ou adição/remoção de reagentes e produtos. É por isso que observamos elevação do pH da solução ao adicionarmos acetato de sódio a este sistema.

O equilíbrio tende a ser restabelecido consumindo o íon comum adicionado (acetato), através do consumo de H+ em solução, favorecendo a reação inversa. Conhecendo o valor de Ka, é possível determinar o pH da solução. Basta elaborarmos a tabela de equilíbrio trabalhada no capítulo anterior e calcularmos a [H+] no equilíbrio.

Marcelo – Química – EM

Fala galera do CSJ!!! Um abraço a todos meus queridos alunos!!!

Matéria lecionada em 01/10/09

1° Ano

* Correção de exercícios da tarefa sobre Leis volumétricas e principio de Avogadro.

2° Ano

* O modelo atônico de Rutherford – Bohr

* O átomo de Rutherford-Bohr e a estabilidade dos gases nobres e dos íons  Resolução de Exercícios

3° Ano

* Correção de exercícios da tarefa

* Equilíbrios estabelecidos em sistemas aquosos

* As constantes de equilíbrio e a força dos ácidos e bases (introdução)

2° Ano

O modelo atônico de Rutherford – Bohr Em 1913, Niels Bohr (1865-1962), um físico dinamarquês, propôs uma teoria que não só explicava a existência de espectros descontínuos, mas que também resolvia o problema apresentado no modelo atômico de Rutherford, que não explicava por que os elétrons não eram atraídos pelo núcleo atômico. Bohr propôs que os elétrons ocupam determinados níveis de energia (camadas) e, permanecendo em um mesmo nível, têm energia constante. Para um elétron passar de um nível de energia menor para um nível de energia maior, deve receber a quantidade apropriada de energia. A mesma quantidade de energia o elétron emite quando faz o caminho inverso, de um nível de energia maior para um menor. A transição de um nível de energia para outro não pode ser gradual, isso Bohr concluiu devido aos espectros descontínuos. Portanto, a quantidade de energia recebida ou emitida por um elétron é exatamente a diferença entre um nível de energia e outro, daí ser chamada de “quantizada”. Assim, Bohr chegou à conclusão de que os espectros descontínuos refletiam uma eletrosfera com camadas descontínuas.

Fig 9 – Ao receber energia, um elétron salta para um nível superior.

Ao retomar ao nível de energia que ocupava anteriormente, o elétron libera a mesma quantidade de energia na forma de uma radiação (uma cor).

A proposta de Bohr estabeleceu a base para a “Mecânica Quântica”, que é o estudo do comportamento físico de partículas de massa pequena, tais como os elétrons. Niels Bohr propôs que a eletrosfera do átomo está dividida em níveis de energia. Os níveis de energia são numerados: 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7… O nível 1 é o de menor energia, e os de numeração superior são, em ordem crescente, os de maior energia. Os níveis de energia também foram denominados por letras maiúsculas: K, L, M, N, O, P, Q. Os níveis de energia indicam indiretamente uma distância média do elétron em relação ao núcleo. O nível 1 é o mais próximo e os níveis maiores são os mais distantes. As diferenças de energia entre os níveis de menor energia são maiores do que entre os níveis de maior energia.

Gráfico 2 (pág. 180) – As energias dos níveis de energia (camadas).

Os cálculos de Bohr levaram-no a enunciar alguns princípios:

* Os elétrons não podem assumir energia zero.

* Os elétrons ocupam primeiramente os níveis de menor energia.

* O número máximo de elétrons que cada nível de energia pode comportar é 2n2, onde n é o número do nível de energia. Assim o número máximo de elétrons no nível 1 é 2 . (1)2 = 2, no nível 2 é 2 . (2)2 = 8, e assim por diante.

* O número máximo de elétrons na última camada ou nível (camada de valência) é; se necessário, repete-se 8 ou 18 nas camadas anteriores.

O átomo de Rutherford-Bohr e a estabilidade dos gases nobres e dos íons Retomando à pergunta inicial: Por que os átomos se combinam? É razoável admitir que eletrosfera tenha um papel importante nas propriedades de os átomos se combinarem; afinal, é essa região que entra em contato com os átomos vizinhos (especialmente a camada de valência). Sabemos que os gases nobres dificilmente se combinam, e vimos também que muitos átomos combinados, os íons, têm, após se combinarem, eletrosferas semelhantes às eletrosferas de gases nobres. É razoável supor-se, então, que as eletrosferas semelhantes às dos gases nobres são as mais estáveis. Essa suposição será colocada à prova, analisando-se outros fatos: as propriedades periódicas. O que há de comum nas distribuições eletrônicas dos elementos de uma mesma família? Como os elementos de uma mesma família têm propriedades químicas semelhantes, é possível associar as propriedades semelhantes a uma eletrosfera com determinado número de elétrons na última camada. A capacidade de o modelo atômico mostrar as semelhanças entre elementos da mesma família reforça a validade do modelo. Neste e no próximo capítulo, veremos como podemos aplicar o átomo de Rutherford-Bohr para entender as características de cada elemento. O que os elementos de um mesmo período têm de comum na distribuição dos elétrons em camadas? O número de camadas de elétrons de um átomo neutro indica o período que o elemento ocupa na classificação periódica. Os elementos do segundo período têm duas camadas de elétrons, os do terceiro período tem três e assim por diante. Aliás, o número de elementos em um período coincide com o número máximo de elétrons em cada camada. Quantos elementos há no primeiro período? E no segundo período? No terceiro?No quarto? No quinto? No sexto? Você já deve ter percebido que vários elementos da classificação periódica têm uma distribuição de elétrons um pouco estranha na eletrosfera. São os elementos das famílias 3 a 12 da classificação periódica. Eles são chamados elementos de transição. Os elementos de transição têm uma camada de elétrons incompleta. Veja, por exemplo, a distribuição eletrônica dos elementos da família 4 da classificação periódica: eles têm a penúltima camada com 10 elétrons. Os elementos que têm a penúltima camada incompleta são chamados elementos de transição, e os elementos que têm a antepenúltima camada incompleta são chamados elementos de transição interna. O modelo de Rutherford-Bohr não é capaz de explicar esse comportamento, porém modelos mais complexos conseguem explicá-Ia. O modelo de Rutherford-Bohr é capaz de explicar a configuração eletrônica dos elementos representativos que são os das famílias 1, 2 e 13 a 18, pois os elementos representativos têm todas as suas camadas internas preenchidas.

3° Ano

Equilíbrios estabelecidos em sistemas aquosos Em todo o mundo, problemas associados à qualidade e disponibilidade de água vêm se agravando cada vez mais, muito embora tais fatores estejam diretamente relacionados à qualidade de vida. No decorrer do nosso curso, vimos que este solvente, denominado “universal”, apresenta uma série de peculiaridades essenciais à vida, entre as quais podemos citar a polaridade, a habilidade de hidratar íons metálicos, a alta tensão superficial, o fato de ser transparente à luz visível e ao ultra-violeta longo, permitindo que a luz necessária à fotossíntese atinja grandes profundidades. O estudo dos fatores que afetam a qualidade das águas requer a compreensão das espécies químicas presentes, além dela própria, bem como das reações que se processam nesse solvente. Há de se salientar ainda que a composição da água é altamente influenciada pelo ambiente em que se encontra. A composição de uma amostra de água exposta à atmosfera é diferente de uma outra retirada do fundo de um lago, por exemplo. De uma maneira geral, os fenômenos que afetam a qualidade das águas são muito familiares aos químicos e incluem, entre outros, conceitos como acidez e basicidade, solubilidade e reações de oxirredução. As definições de ácido, base e sal foram abordadas à luz da primeira teoria sobre a natureza química de tais compostos, proposta por Arrhenius (1859 – 1927) em 1887. Arrhenius propôs que certas substâncias, quando dissolvidas em água, formavam espécies carregadas, denominadas íons. Esse processo foi denominado dissociação iônica ou ionização em solução e explicava a condutibilidade elétrica dessas soluções. Considerando-se a teoria de dissociação e ionização de Arrhenius, conclui-se que os ácidos, quando dissolvidos em água, aumentavam a concentração de íons H3O+. Por outro lado, ainda segundo Arrhenius, as bases, quando dissolvidas em água, aumentavam a concentração de íons hidroxila (OH-). Vimos também, como ácidos e bases se combinam para formar sal e água em um processo associado à liberação de energia térmica. Neste capítulo, vamos ampliar um pouco mais nossa visão com relação a tais substâncias, buscando teorias mais amplas para explicar seu comportamento. Veremos também, como é possível explicar a força de ácidos e bases a partir das constantes de equilíbrio e porque algumas soluções, denominadas tampões, têm a propriedade de resistir a variações de pH. Vamos procurar entender melhor porque alguns sais apresentam características ácidas, outros, básicas, bem como o valor 7,0 associado ao pH de uma solução neutra, o que não é uma verdade absoluta. Investigaremos, também, aspectos quantitativos relacionados à solubilidade de alguns compostos em água, analisando os sistemas a partir do conceito de equilíbrio químico em sistemas heterogêneos.


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