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quinta-feira, 29 de setembro de 2011

calculos estequimetricos

                                  calculos estequiometricos
 
A palavra estequiometria (ou equações químicas) vem do grego stoikheion (elemento) e metriā (medida, de metron). A obra Stoichiometria de Nicéforo rendeu muitas linhas nos livros canônicos do Novo Testamento e dos Apócrifos. O termo "estequiométrico" é usado com frequência em Termodinâmica para referir-se à "mistura perfeita" de um combustível e o ar.
A estequiometria baseia-se na lei da conservação das massas e na lei das proporções definidas (ou lei da composição constante), e na lei das proporções múltiplas. Em geral, as reações químicas combinam proporções definidas de compostos químicos. Já que a matéria não pode ser criada ou destruída, a quantia de cada elemento deve ser a mesma antes, durante e após a reação. Por exemplo, a quantia de um elemento A no reagente deve ser igual à quantia do mesmo elemento no produto.
A estequiometria é usada frequentemente para balancear equações químicas. Por exemplo, os dois gases diatômicos hidrogênio e oxigênio podem combinar-se para formar um líquido, água, em uma reação exotérmica, como descrita na Equação [1].




H_2 + O_2 \longrightarrow H_2O  [1]
A Equação 1 não mostra a estequiometria correta da reação - isto é, não demonstra as proporções relativas dos reagentes e do produto.




2 H_2 + O_2 \longrightarrow 2 H_2O  [2]
A Equação 2 já tem a correta estequiometria e, por isso, é dita uma equação "balanceada", que demonstra o mesmo número de átomos de cada tipo em ambos os lados da equação. Há quatro h no lado dos reagentes e quatro no lado do produto, e dois Os também em ambos os lados da equação. Ou seja, a massa conserva-se.
O termo "estequiometria" também é usado com frequência para as proporções molares de elementos em compostos estequiométricos. Por exemplo, a estequiometria do hidrogênio e do oxigênio na água (H2O) é 2:1. Em compostos estequiométricos, as proporções molares são números inteiros (e é aí que está a lei de proporções múltiplas). Compostos cujas proporções molares não são números inteiros são chamados de compostos não-estequiométricos.
A estequiometria não é tão somente usada para balancear equações químicas, mas também para conversões de unidades - por exemplo, de gramas a mols, ou gramas a mililitros. Por exemplo, se temos 2,00 g de NaCl, para achar o número de mols, pode-se fazer o seguinte:




\rm{} \frac{2.00 \ g \ NaCl}{58.44 \ g \ NaCl \ mol^{-1}} = 0.034 \ mol
No exemplo acima, quanto escrito em forma de fração, a unidade grama cancela-se, deixando o valor convertido a mols (a unidade desejada)




\rm{}(\frac{2.00 \ g \ NaCl}{1})(\frac{1 \ mol \ NaCl}{58.44 \ g \ NaCl}) = 0.034 \ mol
Outro uso da estequiometria é achar a quantia certa de reagentes a ser usada em uma reação química. Um exemplo é mostrado abaixo usando uma reação termite:
Fe_2O_3 + 2 Al \longrightarrow Al_2O_3 + 2 Fe
Quantos gramas de alumínio são necessários para reagir completamente com 85 g de óxido de ferro III?
\rm{} (\frac{85 \ g \ Fe_2 O_3}{1})(\frac{1 \ mol \ Fe_2 O_3}{160 \ g \ Fe_2 O_3})(\frac{2 \ mol \ Al}{1 \ mol \ Fe_2 O_3})(\frac{27 \ g \ Al}{1 \ mol \ Al}) = 28,6875 \ g \ Al
Resposta: 28,6875 g de alumínio.
Outro exemplo:
Num laboratório de química há duas soluções, a primeira é de ácido sulfúrico (H2SO4) com concentração desconhecida, a segunda é de soda cáustica (NaOH) em concentração de 0,10 mol/L. Sabe-se que 25 mL da solução de ácido exigem 22,50 mL da solução de soda cáustica para ser neutralizada completamente. Com base nessas informações, pede-se que se calcule a concentração de ácido na solução.
Resolução
Começa-se montando uma regra de 3 simples com base nos dados da solução de soda cáustica:
\begin{matrix}
 1000 \ mL & \longrightarrow & 0,10 \ mol \ NaOH & \ \\
 22,50 \ mL & \longrightarrow & y & \Rightarrow y = 0,00225 \ mol \ NaOH
\end{matrix}

A 2ª equação será feita com base na reação de neutralização entre o ácido e a base:
 H_2SO_4 + 2 NaOH \longrightarrow Na_2SO_4 + 2 H_2O
\begin{matrix}
  1 \ mol \ H_2SO_4 & \longrightarrow & 2 \ mol \ NaOH & \ \\
  z & \longrightarrow & 0,00225 \ mol \ NaOH & \Rightarrow z = 0,001125 \ mol \ H_2SO_4
\end{matrix}
Com estes dados monta-se uma 3ª equação, em relação à solução ácida:
\begin{matrix}
 25 \ mL & \longrightarrow & 0,001125 \ mol \ H_2SO_4 & \ \\
 1000 \ mL & \longrightarrow & x \ mol \ H_2SO_4 & \Rightarrow x = 0,045 \ mol/L \ H_2SO_4
\end{matrix}
Resposta: 0,045 mol/L.
                               onde se usa a estequiometria
Para trabalhos em laboratórios ou indústrias, é importante conhecer as quantidades dos
reagentes que são necessários para produzir determinadas quantidades de produto.
Cálculo estequiométrico é o cálculo das quantidades das substâncias envolvidas numa reação
química, ou seja, aplicar as leis das combinações químicas às reações.
Os cálculos estequiométricos, em princípio, são de dois tipos:
- dada uma determinada quantidade em massa ou volume de um reagente, calcular a
quantidade de um componente do produto da reação química.
- calcular a quantidade de um dos reagentes necessária para produzir determinada quantidade
de produtos através de uma dada reação química.
Podem-se considerar quatro tipos de problemas que envolvem cálculos estequiométricos:
- relação de massa com massa;
- relação de massa com volume;
- relação de volume com volume;
- relação de mol com átomos ou moléculas.
Para facilitar a resolução de problemas que envolvem a estequiometria deve-se seguir
determinada técnica:
1º ) Equaciona-se e ajusta-se a reação química.
2º ) Sublinham-se, na equação química, as substâncias envolvidas nos dados e perguntas do
problema.
3º ) Abaixo das fórmulas, escrevem-se os dados estequiométricos correspondentes às
unidades dos dados (mol, gramas, número de átomos ou moléculas, volume molar).
4º ) Abaixo dos dados estequiométricos, escrevem-se os dados do problema, estabelecendo-se
assim a regra de três.
5º ) Resolve-se a regra de três.
2. Grau de Pureza
Os materiais que participam de um processo químico geralmente não são puros. Por isso, em
cálculo estequiométrico, muitas vezes é necessário descontar as impurezas, pois estas não
participarão da reação química. Por exemplo, se trabalhamos com NaCl com 20 % de
impurezas, teremos uma massa total, que corresponde ao sal mais as impurezas que poderiam
ser outras substâncias. Assim, por exemplo, em 60 gramas de cloreto de sódio, temos:
                                               20 % de impurezas = 12 g
                                               80 % de NaCl puro = 48 g
                                                           Massa total = 60 g

2.1. Como se determina estas quantidades (pureza e impureza)?
A massa total (60 g) corresponde a 100%, pois é toda a substância que possui. Estabelece-se,
então, uma regra de três simples para determinar as outras percentagens 
Rendimento de uma reação
O rendimento de uma reação química está relacionado com vários fatores, tais como:
- Aparelhagem utilizada;
- Deficiência do operador;
- Impureza das substâncias.
Excesso de reagente
Muitas vezes o enunciado do problema fornece as quantidades de dois reagentes, neste caso,
é necessário verificar se algum dos reagentes está em excesso.
Deve-se verificar se estes valores constituem uma proporção, isto é, se obedecem à lei de
Proust. A maneira mais fácil de determinar se a lei de Proust é obedecida ou não é
multiplicando os meios e os extremos. Se estes dois produtos são iguais, estes valores
constituem uma proporção; se forem diferentes, o excesso estará com o reagente que
pertencer ao maior produto.
     
formula quimica
Uma fórmula química é uma representação de um composto químico. Por exemplo, a fórmula química da água é H2O. A fórmula química sendo uma representação de um composto químico pode nos fornecer algumas informações sobre a substância que ela representa. Por exemplo a fórmula da água H2O. Nesta fórmula aparecem letras e número. As letras representam os elementos químicos que se unem para formar a molécula de água. O número subscrito é chamado de índice e indica a quantidade de átomos do elemento presente em cada molécula. No exemplo da molécula de água, H2O, significa que cada molécula de água é constituída por dois átomos de hidrogénio e 1 átomo de oxigénio. É interessante notar que o número 1 é omitido. Com estudo mais aprofundado sobre Química, a fórmula também nos diz o tipo de ligação química que ocorre entre os átomos formadores da substância, a que tipo de função química a substância pertence. Neste caso a representação H2O é chamada de fórmula molecular.
Existem outros tipos de representação:
  • Fórmula eletrónica ou de Lewis onde os elétrons da última camada do átomo são representados por pontos (∙) ou “x” ao redor do símbolo do elemento químico. Exemplo:
Os elétrons da última camada, camada de valência, do oxigénio foram representados por (∙) e do hidrogénio por (x). Outro tipo de representação é a fórmula estrutural plana onde os pares de elétrons que estabelecem a ligação química são representados por traços (─). Exemplo:

Repare-se que os elétrons que não estabelecem a ligação química não precisam ser representados.
Existem outros tipos de fórmulas. Tomando por exemplo CH4 Na fórmula molecular temos que colocar a própria fórmula química CH4
Na fórmula eletrónica, deve-se separar os dois componentes, e uni-los no desenho pelos elétrons que eles estão compartilhando
H                         
                              ·  
                              ·  
                           H··C··H
                              ·
                              ·
                              H

Na fórmula estrutural também chamada de fórmula de Couper, deve-se retirar os pontos e colocar "traços"

H
                              |
                           H- C -H
                              |
                              H

Mas podem haver ligações PI, e isso significa que pode estar acontecendo uma ligação dupla ou tripla.
                                          ligação covalente
A ligação covalente é um tipo de ligação química caracterizada pelo compartilhamento de um ou mais pares de elétrons entre átomos, causando uma atração mútua entre eles, que mantêm a molécula resultante unida. O nome ligação covalente surgiu em 1939.[1]
Átomos tendem a compartilhar elétrons de modo que suas camadas eletrónicas externas sejam preenchidas e eles adquiram uma distribuição eletrónica mais estável. A força dessas ligações é maior que a das interações intermoleculares e comparável à da ligação iônica. Existem dois tipos principais, a ligação-σ (ligação sigma) e a ligação-π (ligação pi)
Ligações covalentes normalmente ocorrem entre átomos com eletronegatividades similares e altas (geralmente entre dois não-metais), dos quais remover completamente um elétron requer muita energia.
Um tipo especial de ligação covalente é a ligação covalente dativa, também conhecida como ligação covalente coordenada, que ocorre quando um único átomo fornece ambos os elétrons da ligação.
Esse tipo de ligação tende a ser mais forte que outros tipos de ligações, como a iônica. Ao contrário das ligações iônicas, nas quais os íons são mantidos unidos por atração coulômbica não direcional, ligações covalentes são altamente direcionais. Como resultado, Moléculas covalentemente ligadas tendem a formar-se em um número relativamente pequeno de formas características, exibindo ângulos de ligação específicos.

Ordem de ligação 

Ordem de ligação é um termo científico usado para descrever o número de pares eletrônicos compartilhados entre os átomos que formam a ligação covalente. O tipo mais comum de ligação covalente é a simples, em que ocorre o compartilhamento de um único par eletrônico entre dois átomos individuais. Aquelas em que mais de um par é compartilhado são chamadas ligações covalentes coordenadas ou simplesmente dativas. O compartilhamento de dois pares é denominado de ligação dupla, e o de três, ligação tripla. Um exemplo de ligação dupla ocorre no ácido nitroso (entre N e O), e um exemplo de ligação tripla ocorre no cianeto de hidrogênio (entre C e N).  

Ligações quádruplas estáveis são observadas, normalmente entre dois metais de transição em compostos organometálicos. Ligações de ordem 6 também foram observadas em metais de transição na fase gasosa e são ainda mais raras. 

Na ligação covalente normal a diferença de eletronegatividade deve ser menor que 1,7, se essa diferença for maior a ligação é ionica.

Principais Características das ligações e substâncias covalentes e moleculares:
  • Sempre que ocorrer ligações covalentes, todos os átomos envolvidos precisam receber eletrons para atingir a estabilidade ou completar sua camada de valência.
  • Neste caso ocorrerá com os não-metais e hidrogênio, pois um necessita do outro para atingir sua estabilidade, sendo que o hidrogênio não irá perder seu elétron apenas compartilhar com um elemento o grupo dos não metais por exemplo:o Cl-(Cloro).
  • As substâncias moleculares são, em geral, líquidas ou gasosas, entretanto não são boas condutoras de eletricidade, mas as soluções iônicas são boas condutoras de eletricidade.
  • As substâncias covalentes, a condições ambiente, isto é a 25°C e 1 atm, podem estar no estado líquido como o éter, sólido como a parafina e no estado gasoso como o gás carbônico. Apresentam baixos pontos de fusao e ebulição, ao contrario das substancias ionicas em que estes são altissímos. As suas macromoléculas apresentam diferenciação formando dessa forma um grande conjunto de átomos, por exemplo: C(grafite) C(diamante), apresentam diferenciação na organização de suas moléculas.

                        Teorias de ligação covalente

Existem duas teorias que explicam como se formam as ligações covalentes entre átomos. A teoria da ligação de valência e a teoria das orbitais moleculares. Esta última é mais aprofundada, embora a primeira seja suficiente para uma compreensão simplificada da estrutura das moléculas.
Ligações múltiplas entre átomos que usam junto 9.453 electrões se chamam monovalentes, 9.454, bivalentes e 9.455, trivalentes.
Usando a mecânica quântica, é possível determinar a estrutura eletrônica, os níveis de energia, ângulos de ligação, comprimentos de ligação, momentos apolares, e espectros de freqüência de moléculas simples com baixo grau de precisão. Atualmente, comprimentos e ângulos de ligações podem ser calculados tão precisamente quanto podem ser medidos (precisão da ordem de poucos picômetros para comprimento e poucos graus para ângulos). Para o caso de pequenas moléculas, cálculos de energia são suficientemente precisos e úteis na determinação de calores de formação e energias de ativação.

         Exemplos de ligação covalente

  • O2 - cuja fórmula estrutural é O=O
  • H2O - cuja fórmula estrutural é H-O-H

Exemplo de ligação covalente coordenada (antiga ligação dativa)

  • N2O (óxido nitroso) - um dos nitrogênios faz uma ligação covalente coordenada com o oxigênio.
  • É importante lembrar que só acontece uma ligação coordenada se não for mais possível realizar uma ligação covalente molecular. A ligação covalente coordenada é representada por uma flecha (-->).

                    Ligação química

As ligações químicas são uniões estabelecidas entre átomos para formarem as moléculas, que constituem a estrutura básica de uma substância ou composto. Na Natureza existem aproximadamente uma centena de elementos químicos. Os átomos destes elementos químicos ao se unirem formam a grande diversidade de substâncias químicas.
Para exemplificar podemos citar o alfabeto em que podemos juntar as letras para formar as palavras. Os átomos, comparando, seriam as letras e, as moléculas seriam as palavras. Na escrita não podemos simplesmente ir juntando as letras para a formação de palavras: aasc em português não tem significado (salvo se corresponder a uma sigla); porém se organizarmos essas letras teremos casa que já tem o seu significado. Assim como na escrita, a união estabelecida entre átomos não ocorre de qualquer forma, deve haver condições apropriadas para que a ligação entre os átomos ocorra, tais como: afinidade, contato, energia etc. As ligações químicas podem ocorrer através da doação e recepção de elétrons entre os átomos (ligação iônica). Como exemplo NaCl (cloreto de sódio). Compostos iônicos conduzem electricidade no estado líquido ou dissolvido. Eles normalmente têm um alto ponto de fusão e alto ponto de ebulição. Outro tipo de ligações químicas ocorre através do compartilhamento de elétrons: a ligação covalente. Como exemplo H2O (água).
Existe também a ligação metálica onde os elétrons das últimas camadas dos átomos do metal saltam e passam a se movimentar livremente entre os átomos criando uma força de atração entre os átomos do metal, neste caso, não há perda de elétrons.

Teoria do Octeto

Um grande número de elementos adquire estabilidade eletrônica quando seus átomos apresentam oito elétrons na sua camada mais externa. Existem exceções para essa teoria como o Hidrogênio (H) e o Hélio (He), onde ambos se estabilizam com dois elétrons na última camada, ainda temos o caso do átomo de carbono que é tetravalente (pode realizar quatro ligações), além dele todos os átomos que pertencem a família de número 14 da tabela periódica são tetravalentes e sendo assim encontram-se no eixo central dessa regra (Octeto), nesses casos os átomos optam (por assim dizer) por fazer 4 ligações sigma (ligações simples) entre diferentes átomos.

Ligações Iônicas ou Eletrovalentes

 

Ligações Iônicas são um tipo de ligação química baseada na atração eletrostática entre dois íons carregados com cargas opostas. Na formação da ligação iônica, um metal tem uma grande tendência a perder elétron(s), formando um íon positivo ou cátion. Isso ocorre devido à baixa energia de ionização de um metal, isto é, é necessária pouca energia para remover um elétron de um metal. Simultaneamente, o átomo de um ametal (não-metal) possui uma grande tendência a ganhar elétron(s), formando um íon de carga negativa ou ânion. Isso ocorre devido à sua grande afinidade eletrônica. Sendo assim, os dois íons formados, cátion e ânion, se atraem devido a forças eletrostáticas e formam a ligação iônica. Se estes processos estão interligados, ou seja, o(s) elétron(s) perdido(s) pelo metal é(são) ganho(s) pelo ametal, então, seria "como se fosse" que, na ligação iônica, houvesse a formação de íons devido à "transferência" de elétrons do metal para o ametal. Esta analogia simplista é muito utilizada no Ensino Médio, que destaca que a ligação iônica é a única em que ocorre a transferência de elétrons. A regra do octeto pode ser utilizada para explicar de forma simples o que ocorre na ligação iônica. Exemplo: Antes da formação da ligação iônica entre um átomo de sódio e cloro, as camadas eletrônicas se encontram da seguinte forma: 11Na - K = 2; L = 8; M = 1
17Cl - K = 2; L = 8; M = 7 O sódio possui 1 elétron na última camada (camada M). Bastaria perder este elétron para que ele fique "estável" com 8 elétrons na 2ª camada (camada L). O cloro possui 7 elétrons na sua última camada (camada M). É bem mais fácil ele receber 1 elétron e ficar estável do que perder 7 elétrons para ficar estável, sendo isto o que acontece. Sendo assim, é interessante ao sódio doar 1 elétron e ao cloro receber 1 elétron. No esquema abaixo, está representado este processo, onde é mostrado apenas a camada de valência de cada átomo. Seria como se fosse que os átomos se aproximam e ocorre a transferência de elétron do sódio para o cloro:
Estrutura de Lewis
O resultado final da força de atração entre cátions e ânions é a formação de uma substância sólida, em condições ambientes (25 °C, 1 atm). Não existem moléculas nos sólidos iônicos. Em nível microscópico, a atração entre os íons acaba produzindo aglomerados com formas geométricas bem definidas, denominadas retículos cristalinos. No retículo cristalino cada cátion atrai simultaneamente vários ânions e vice-versa.

Caracteristicas dos compostos ionicos

  • Apresentam forma definida, são sólidos nas condições ambientes;
  • Possuem altos ponto de fusão e ponto de ebulição;
  • Conduzem corrente elétrica quando dissolvidos em água ou fundidos.
OBS.: O hidrogênio faz ligação iônica com metais também. Embora possua um elétron, não é metal, logo, não tende a perder esse elétron. Na verdade, o hidrogênio tende a receber um elétron ficando com configuração eletrônica igual à do gás hélio.

Ligações Covalentes ou Moleculares

Ligação covalente ou molecular é aquela onde os átomos possuem a tendência de compartilhar os elétrons de sua camada de valência, ou seja, de sua camada mais instável. Neste tipo de ligação não há a formação de íons, pois as estruturas formadas são eletronicamente neutras, como o exemplo abaixo, do oxigênio. Ele necessita de dois elétrons para ficar estável e o H irá compartilhar seu elétron com o O. Sendo assim o O ainda necessita de um elétron para se estabilizar, então é preciso de mais um H e esse H compartilha seu elétron com o O, estabilizando-o. Sendo assim é formado uma molécula o H2O.

H2O lc.svg
OBS.: Ao compartilharem elétrons, os átomos podem originar uma ou mais substâncias simples diferentes. Esse fenômeno é denominado alotropia. Essa substâncias são chamadas de variedades alotrópicas. As variedades podem diferir entre si pelo número de átomos no retículo cristalino. Ex.: Carbono, Oxigênio, Enxofre, Fósforo.
Características dos compostos moleculares.
  • Podem ser encontrados nos três estados físicos;
  • Apresentam ponto de fusão e ponto de ebulição menores que os compostos iônicos;
  • Quando puros, não conduzem eletricidade;
  • Quando no estado sólido, podem apresentar dois tipos de retículos cristalinos (R. C. Moleculares, R. C. Covalente).  
  • Ligações Covalentes Dativa ou Coordenada
Este tipo de ligação ocorre quando os átomos envolvidos já atingiram a estabilidade com os oito ou dois elétrons na camada de valência. Sendo assim eles compartilham seus elétrons disponíveis, como se fosse um empréstimo para satisfazer a necessidade de oito elétrons do elemento com o qual está se ligando.

                 Ligação metálica

A ligação metálica ocorre entre metais, isto é, átomos de alta eletropositividade (tendência a doar elétrons).
Num sólido, os átomos estão dispostos de maneira variada, mas sempre próximos uns aos outros, compondo um retículo cristalino. Enquanto certos corpos apresentam os elétrons bem presos aos átomos, em outros, algumas dessas partículas permanecem com certa liberdade de se movimentarem no cristal. É o que diferencia, em termos de condutibilidade elétrica, os corpos condutores dos isolantes. Nos corpos condutores, muitos dos elétrons se movimentam livremente no cristal, de forma desordenada, isto é, em todas as direções. E, justamente por ser caótico, esse movimento não resulta em qualquer deslocamento de carga de um lado a outro do cristal.
Aquecendo-se a ponta de uma barra de metal, coloca-se em agitação os átomos que a formam e os que lhe estão próximos. Os elétrons aumentam suas oscilações e a energia se propaga aos átomos mais internos. Neste tipo de cristal os elétrons livres servem de meio de propagação do calor - chocam-se com os átomos mais velozes, aceleram-se e vão aumentar a oscilação dos mais lentos. A possibilidade de melhor condutividade térmica, portanto, depende da presença de elétrons livres no cristal. Estudando-se o fenômeno da condutibilidade elétrica, nota-se que, quando é aplicada uma diferença de potencial, por meio de uma fonte elétrica às paredes de um cristal metálico, os elétrons livres adquirem um movimento ordenado: passam a mover-se do pólo negativo para o pólo positivo, formando um fluxo eletrônico orientado na superfície do metal, pois como se trabalha com cargas de mesmo sinal, estas procuram a maior distância possível entre elas. Quanto mais elétrons livres no condutor, melhor a condução se dá.
Os átomos de um metal têm grande tendência a perder elétrons da última camada e transformar-se em cátions. Esses elétrons, entretanto, são simultaneamente atraídos por outros íons, que então o perdem novamente e assim por diante. Por isso, apesar de predominarem íons positivos e elétrons livres, diz-se que os átomos de um metal são eletricamente neutros.
Os átomos mantêm-se no interior da rede não só por implicações geométricas, mas também por apresentarem um tipo peculiar de ligação química, denominada ligação metálica. A união dos átomos que ocupam os "nós" de uma rede cristalina dá-se por meio dos elétrons de valência que compartilham (os situados em camadas eletrônicas não são completamente cheias). A disposição resultante é a de uma malha formada por íons positivos e uma nuvem eletrônica.
                         Teoria da nuvem eletrônica
Segundo essa teoria, alguns átomos do metal "perdem" ou "soltam" elétrons de suas últimas camadas; esses elétrons ficam "passeando" entre os átomos dos metais e funcionam como uma "cola" que os mantém unidos. Existe uma força de atração entre os elétrons livres que movimentam-se pelo metal e os cátions fixos.

Propriedade dos metais

  • Brilho metálico característico;
  • Resistência à tração;
  • Condutibilidade elétrica e térmica elevadas;
  • Alta densidade;
  • Maleabilidade(se deixarem reduzir à chapas e lâminas finas);
  • Ductilidade(se deixarem transformar em fios);
  • Ponto de fusão elevado;
  • Ponto de ebulição elevado.
  •  
  • referencias:// www.wikipedia enciclopedia.com.br                             

sábado, 24 de setembro de 2011

REAÇÕES QUIMICAS

PARA DESENVOLVER O ESTUDO DAS REAÇOES QUIMICAS , DEVEMOS RELEMBRA QUE ESTE  CONCEITO  ESTÁ ASSOCIADO A  IDEIA  DE TRANSFORMAÇÃO(FENÔMENO QUIMICO)OU SEJA , A PRODUÇÃO DE NOVOS MATERIAS.

 EXPERIMENTOS:
As reações químicas fazem parte do nosso dia-a-dia. Por exemplo, quando vamos esquentar a água para preparar o café da manhã, estamos realizando uma reação química, pois o gás do fogão reage com o oxigênio do ar para produzir o calor que utilizamos para cozinhar os alimentos. Sabemos que para o carro andar devemos colocar gasolina. 
Mais o que a gasolina tem a ver com o movimento do carro?

isso só é possível devido a uma reação química. A gasolina utilizada nos veículos é uma mistura de vários compostos. Um deles é o octano, composto formado por carbono e hidrogênio, cuja fórmula química é C8H18. Quando a gasolina reage com o oxigênio do ar produz dióxido de carbono (CO2), água (H2O) e a energia que é utilizada para fazer com que o carro entre em movimento.
                Tipos de Reações Quimicas


As reações químicas costumam OCORRER acompanhadas de alguns efeitos que podem dar uma dica de que elas estão acontecendo.




  •  SAÍDA DE GASES




  •   FORMAÇÃO DE PRECIPITADO




  •   MUDANÇA DE COR




  •   ALTERAÇÕES DE CALOR




  •                                                                              CLASSIFICAÇÃO:
    Reações de Síntese 
    Reações de Decomposição
    Reações de Simples Troca
    Reações de Dupla Troca
                                        DESENVOLVENDO AS CLASSIFICAÇÕES.

    Reações de Síntese
         Estas reações são também conhecidas como reações de composição ou de adição. Neste tipo de reação um único composto é obtido a partir de dois compostos.

    Cartaz - Exemplos de Reação de Adição



    Vamos ver uma ilustração deste tipo de reação!
    Reação de Adição
    Reações de Decomposição
    Como o próprio nome diz, este tipo de reação é o inverso da anterior (composição), ou seja, ocorrem quando a partir de um único composto são obtidos outros compostos. Estas reações também são conhecidas como reações de análise. Que tal dar uma olhadinha em uma ilustração e em alguns exemplos?


    Reação de Decomposição
    Cartaz - Exemplos de Reações de Decomposição 

    Reações de Simples Troca
        Estas reações ocorrem quando uma substância simples reage com uma substância composta para formar outra substância simples e outra composta. Estas reações são também conhecidas como reações de deslocamento ou reações de substituição.
    como será que isto ocorre? Vamos ver alguns exemplos para entender melhor estas reações.

    Reações de Simples Troca

    Reações de Dupla Troca 
        Estas reações ocorrem quando duas substâncias compostas resolvem fazer uma troca e formam-se duas novas substâncias compostas. Vamos aos exemplos?



    Reações de Dupla Troca  
    Importância do Estudo das Reações Químicas?
    Já não se trata mais de falarmos em ensino de Química, mas de buscarmos a prática de uma EDUCAÇÃO QUÍMICA. Existe uma diferença fundamental entre essas duas formas de se abordar o processo ensino-aprendizagem em Química.
    O ensino de Química subtende uma postura onde esse processo faz-se centrado no professor (que ensina) e, em situações extremas, pode resumir-se a ações em sala de aula. Já por Educação Química entendemos uma postura onde valoriza-se a construção de conhecimentos pelo aluno (que elabora conceitos) e a extensão do processo ensino-aprendizagem ao cotidiano, a práticas de pesquisa experimental, ao exercício da cidadania e ao resgate da História da Ciência como veículo contextualizador, humanizador e recurso instrucional importante.
    A busca pela prática de uma Educação Química inicia com uma postura que é essencialmente humanista e filosófica: trata-se de formar o cidadão-aluno para sobreviver e atuar nesta sociedade científica-tecnológica onde a Química aparece como relevante instrumento para investigação, produção de bens, desenvolvimento sócio-econômico e interfere diretamente no cotidiano de todas as pessoas. Não é o caso de buscar-se a formação de cientistas porque nem todos os alunos que estudam Química serão pesquisadores ou seguirão alguma carreira acadêmica. É, principalmente, a chance de oferecer-se ao aluno a oportunidade de conhecer o método científico e utilizá-lo para resolver problemas do cotidiano, na busca de, parafraseando Jules Ferry, não apenas formarmos cientistas, mas formarmos cidadãos felizes.
    Essa postura filosófica sedimenta-se e alicerça todas as ações de Educação Química que dela decorrem. A partir da opção pela Educação Química, segue-se a realização de atividades experimentais em laboratórios, a prática de pesquisas orientadas sobre tópicos em Química, excursões e visitas a indústrias, produção de textos e debates em sala de aula, tudo partindo desta nossa opção ideológica que visa educar cientificamente o cidadão.
    Balanceamento de Equações Quimicas Agora que já aprendemos a escrever uma equação química, não podemos deixar de verificar sempre se o número de átomos de cada elemento é o mesmo em ambos os lados da equação, ou seja, se ela está balanceada. Para realizar o balanceamento, temos que colocar um número denominado coeficiente estequiométrico antes dos símbolos. Quando o coeficiente de uma equação for igual a 1, não é preciso escrever. Observe os exemplos:



  • Balanceamento da água

    Balanceamento de duas moléculas de água


    Importante:
    Devemos lembrar que para ajustar uma equação química usamos unicamente os coeficientes. Em nenhum caso trocamos os subíndices das fórmulas. Se fizermos isso vamos alterar a identidade da substância. Vamos ver um exemplo?
    Subíndices - Hidrogênio e Oxigênio




  • Ora, se você tiver duas vezes H2O, terá então um total de 4 átomos de hidrogênio e 2 átomos de oxigênio. Certo?




  • Embora a equação esteja balanceada, ela não representa a reação química da formação da água. Ao trocar o subíndice do oxigênio da água por dois, trocamos também o composto, obtendo assim a fórmula da água oxigenada.




  •  







  • Lembre-se:
    Os coeficientes usados no balanceamento de uma equação química devem ser sempre os menores números inteiros possíveis, pois não dá para imaginar 1/2 molécula de oxigênio!



    Cartaz - Regras Práticas



    Balanceamento - Exemplo 1




    Balanceamento - Exemplo 1 (desenvolvimento)




    Balanceamento - Exemplo 1 (final)



    Balanceamento - Exemplo 2




    Balanceamento - Exemplo 2 (desenvolvimento)





    Balanceamento - Exemplo 2 (final) 


        Lado direito

        Lado esquerdo

    3 cálcios

    3 cálcios

    3 oxigênios + 5 oxigênios = 8 oxigênios

    8 oxigênios

    2 fósforos

    2 fósforos
     
       Algumas equações são facilmente balanceadas. Isso leva apenas alguns minutos, mas algumas são um pouco mais complicadas. Para facilitar esse tipo de operação, vamos aplicar o "método por tentativas". Para isso, basta seguir algumas regrinhas práticas:




  • Exemplo 1: A queima do álcool é descrita pela seguinte equação química. Vamos começar o balanceamento?
    Como escolhemos os coeficientes?
    Devemos começar o acerto pelo elemento que apareça uma só vez de cada lado da equação (nesse caso temos o carbono e o hidrogênio). Portanto, devemos multiplicar o carbono por 2 e o hidrogênio por 3 (ambos do lado direito) para ficarmos com 2 átomos de carbono e 6 átomos de hidrogênio de cada lado da equação. Teremos portanto:
    Agora vamos dar uma olhadinha para os oxigênios. Temos 4 oxigênios pertencentes ao CO2 e 3 oxigênios da água, somando um total de 7 oxigênios do lado dos produtos e apenas 3 do lado dos reagentes (1 átomo de oxigênio do C2H6O e 2 átomos do O2). Como podemos resolver isso?
    Basta multiplicar o oxigênio por três!!
    Temos assim a equação balanceada.
    Viu como é fácil? Vamos exercitar mais um pouquinho.
    Exemplo 2:
    Você deve estar se perguntando: o que significa esse número fora dos parênteses?
    Nesse caso, os elementos entre os parênteses são multiplicados pelo número 2. Quer ver como é fácil?
    Agora que já sabemos determinar quantos elementos têm essa fórmula, vamos começar o balanceamento?
    Temos o cálcio (Ca) e o fósforo (P), que aparecem uma vez de cada lado da equação. Mas por onde começar?
    Pela regra dois, devemos começar pelo elemento que tiver o maior índice, nesse caso o cálcio (Ca), que possui índice 3. Devemos, portanto, multiplicar o cálcio do lado esquerdo por 3.
    Que legal! Você percebeu que a equação já está toda balanceada? Vamos conferir.
    Curiosidades


    Reações Químicas do Corpo Humano
    A ligação dos átomos e também a quebra dessas ligações constituem uma reação química em nosso corpo.
    Quando uma ligação entre átomos é quebrada ocorre a liberação da chamada Energia Química, ela pode também ser absorvida nessa reação. E assim podemos melhorar nosso consumo e á produção de energia em nosso corpo.Mas você já parou para pensar que o crescimento de unhas e cabelos, desenvolvimento ósseo, cicatrizações de feridas, reconstrução celular vem de onde??? Pois bem tudo diz respeito a reações onde ocorre a liberação da energia formando então tudo que diz respeito ao nosso carpo, e essas reações também permitem manter nosso corpo aquecido.
    Como se vê dependemos das reações químicas até para sobrevivermos e também faz parte do metabolismo.

    Bibliografia:
    http://www.mundoeducacao.com.br/curiosidades/
         Algumas curiosidades a mais pra voces perceberem a importancia da quimica em nosso dia a dia.
     



                                            trabalho realizado pelas alunas do cieac do 2° 5  vespertino 
                                                          Ana Airan 
                                                          Bruna Carolina
                                                          Daniela Santana

    quarta-feira, 14 de setembro de 2011

    funções inorganicas( ácidos , bases , óxidos, e sais minerais)


                                                            Ácido

    Definição:
            Função Química é portanto o grupo de compostos que embora diferentes,possuem propriedades químicas semelhantes. 
    Principais funções químicas  inorgânicas: ácidos,bases,sais e óxidos.

     Ácidos Segundo Arrheunius,é toda substância que em solução aquosa se ionizam formando um cation chamado Hidrogênio ionizavel (H+) (ou H3O+ .
    1.Ionização - reação entre moléculas que levará a produção de ions . 

    Alguns tipos de função ácido 

    A: HCl  Cloreto de Hidrogênio 
               Quando ocorre sua dissolução na água, há a produção de ácidos clorídrico.
       
        HCl(gás) Cloreto de Hidrogênio
       
        HCl (aquoso) Ácido Clorídrico

    B: H2SOSulfato de Hidrogênio
       Trata-se de um composto corrosivo que na presença de água reage violentamente produzindo ácido sulfúrico.
    H2SOSulfato de Hidrogénio
            quando H2SO4  for (aquoso)  ele vai ser - ácido Sulfúrico
     As formulas são usadas tanto para ácidos como para os compostos que lhe dão origem.
    -- Formula geral

        HxE                              Ou                       HxEgO3

       Ex: H2S                                                    Ex: H2cO3

    Propriedades
    • Sabor azedo - Conduz em solução aquosa mudam de cor
    • Entram em contato com o bicarbonato de sódio provoca efervecencia.
    • Reagem com bases formando água e sal.
    Quanto ao numero de átomos de Hidrogênio (ionizáveis)

    monoácido.....................................1hidrogênio
    diácidos...........................................2 hidrogênio
    triacidos...........................................3 hidrogênios
    tretacidos..........................................4 hidrogênio

    Classificação
     A- De acordo com o numero de elementos químicos.
       Binário
        ex: HBr

     Tenario
      ex: H3PO4

    Quaternário
       ex: H4Fe(CN)6

    B-Quanto a presença de oxigênio
      Hidróxidos - quando não tem oxigênio; Ex:HCN
      Oxiácidos - quando tem oxigênio;

    C- Quanto a volatividade
       volatividade vem da palavra volátil
     volátil: atomicidade (< 7)  Ex: H2S
                                                                   2+1=3
     Fixo atomicidade (> 7)   Ex:H3PO4
                                                   3+1+4=8

    D- Quanto atomicidade ou grau de ionização
       
          HIdrácidos- Forte :HI,HBr e HCl
                            Moderado :Hf
                            Fraca : Os demais

          Oxiácidos - Fraco : 2 ou 3  Ex:H2SO4
                                 Moderado : 1   Ex:H2 PO4
                                 Fraco : 0            


    Nomes dos ânios
       ácidos                                           ânions
          ídrico                      eto
         oso                          ito
         ico                           ato



                                     Bases
    É toda substância,que em solução aquosa,que libera como ânions chamado hidróxila ou oxidrila (OH-).

    Nomes

     Dá- se nome aos compostos que se originam delas.
             Exemplo: M(OH)m - hidróxido de metal
    Basta colocar o nome do metal em frente á expressão hidróxido.
        Exemplo:
             KOH - Hidróxido de Potássio 
                 Fe(OH)2 - Hidroxido de Ferro II
    Obs: Alguns elementos formam mais de um cátion e,por isso,deve-se representar com algarismo romano a valência do cátion.
      Não se indica Nox fixo do metal no nome de seu hidróxido.

    Nomes dados oas óxidos

    Regra geral:

    mono                                          
      di             óxido de (nome do elemento)
      tri
     tetra
     penta
      hex
      hept

    Oxigênio com Nox igual a -2 e o elemento com Nox fixo
     
      óxido + nome do elemento
    Solubilidade dos hidróxdos em água
       Hidróxidos dos alcalinos - muito solúveis metal familia 1A e 2A
      Totalmente solúveis bases de metais alcalinos (1A) e o hidróxido de amônio (NH4OH).
      Parcialmente solúveis bases de metais alcalinos terrosos (2A).
      Praticamente insolúveis bases dos demais metais.

    Exceção: O Be(OH)2 e Mg(OH)2 (bases da família 2A) são praticamente insolúveis.


    CLASSIFICAÇÃO DAS BASES

    Quanto ao número de hidroxilas na fórmula da base
       

    Dibase    duas hidroxilas na fórmula da base.
    Ex.: Ca(OH)2, Mg(OH)2, Zn(OH)2

    Tribase    três hidroxilas na fórmula da base.
    Ex.: Al(OH)3, Fe(OH)3, Mn(OH)3

    Tetrabase    quatro hidroxilas na fórmula da base.
    Ex.: Mn(OH)4, Sn(OH)4, Pb(OH)24

    Quanto ao grau de dissociação (força das bases) Para que uma base se dissocie é necessário que esta base esteja dissolvida em água, com isso teremos:

     É todo composto binário cujo elemento mais eletronegativo é o oxigênio.
       A exceção é o fluor- único elemento mais eletronegativo que o xoigênio formando o composto (Floreto de oxigênio) que não é óxido.

    Bases fortes bases dos metais da família 1A e 2A.
    Bases fracas bases dos demais metais, Be(OH)2, Mg(OH)2 e NH4OH.
    Exceção: O hidróxido de amônio (NH4OH) é uma base solúvel, mas que apresenta um pequeno grau de ionização, desta forma, esta base é classificada como solúvel e fraca.
                                       Óxido

    Óxidos são compostos binários em que o elemento oxigênio apresenta número de oxidação igual a -2 e é o mais eletronegativo da fórmula tornado-o o mais potente elemento.
    As propriedades de um óxido dependem das características esperticunstulares do elemento formador.

     Classificação dos óxidos

    classificaçãoformadoresexemplos
    básicosmetais com nox +1 ou +2 e do grupo 1A e 2ACaO, FeO, K2O
    ácidos ou anidridosmetais com nox +5, +6 e +7 e ametais com qualquer nox, exceto C+2, N+1 e N+2SO3, Cl2O, Mn2O7
    neutrosC+2, N+1 e N+2NO, CO, N2O
    anfóterosOs mais comuns são formados pelos metais Al, Mn, Zn, Pb e SnAl2O3, MnO2, ZnO, PbO, SnO
    salinos, mistos ou duplosmetais com nox médio +8/3Pb3O4, Fe3O3

    Obs: os óxidos anfóteros se comportam como óxidos básicos na presença de ácidos e como óxidos ácidos na presença de bases.
    Obs: os óxidos mistos são a "soma" dos óxidos formados por um elemento, ou seja, é uma nuvem com todos os tipos de óxidos desse elemento:

    FeO + Fe2O3 → Fe3O4

     Nomenclatura dos óxidos

    a) para qualquer óxido
    prefixo + óxido de + prefixo + elemento
    Exemplos:
    \ Fe_3O_4 = tetróxido de triferro
    \ N_2O_3 = trióxido de dinitrogênio
    b) para elementos com nox fixo
    óxido de + elemento
    Exemplos:
    \ Na_2O - óxido de sódio
    \ Al_2O_3 - óxido de alumínio
    c) para elementos que não apresentam nox fixo
    óxido + elemento + sufixo OU óxido de + elemento + nox em algarismo romano
    Exemplos:
    \ FeO = óxido ferroso ou óxido de ferro II
    \ Fe_2O_3 = óxido férrico ou óxido de ferro III
    d) para óxidos ácidos (ou anidridos) apenas
    anidrido + prefixo + elemento + sufixo

    noxprefixosufixo
    +1 ou +2hipooso
    +3 ou +4-oso
    +5 ou +6-ico
    +7(hi)perico

    Exceções: para os elementos B+3, C+4 e Si+4 só se usa o sufixo "ico".
    Exemplos:
    \ CO_2 = anidrido carbônico
    \ Mn_2O_7 = anidrido permangânico

     Nomenclatura dos peróxidos

    peróxido de + elemento
    Exemplos:
    \ H_2O_2 = peróxido de hidrogênio
    \ K_2O_2 = peróxido de potássio

     Nomenclatura dos superóxidos

    superóxido de + elemento
    Exemplo:
    \ NaOH2 = superóxido de sódio

                                        Sais

    Sais são compostos que em meio aquoso se dissociam, liberando pelo menos um cátion diferente de \ H^{+} e pelo menos um ânion diferente de \ OH^{-} . São definidos, muito limitadamente, como compostos binários resultante da reação de um ácido e uma base.
    Obs: Quando dissolvidos em água, seus íons dissociados ganham mobilidade e se tornam condutores de eletricidade
    Obs2: Como os sais são essencialmente iônicos

     Classificação dos sais

    a) de acordo com a presença de oxigênio
    1. Sais halóides: não possuem oxigênio
      • Exemplos: \ NaI , \ KBr
    1. Oxissais: possuem oxigênio
      • Exemplos: \ CaCO_3 , \ MgSO_4
    b) de acordo com a presença de H+ ou OH-
    1. Sal normal: é formado pela neutralização completa entre um ácido e uma base. Não possui nem H+ nem OH-
      • Exemplo: \ HCl + NaOH \rightarrow NaCl + H_2O
    1. Hidrogenossal ou hidroxissal: é formado numa reação de neutralização quando o ácido e a base não estão em proporção estequiométrica. Sendo assim, há uma neutralização parcial, sobrando H+ ou OH-
      • Exemplo (hidrogenossal): \ H_2CO_3 + NaOH \rightarrow NaHCO_3 + H_2O
      • Exemplo (hidroxissal): \ Mg(OH)_2 + HCl \rightarrow Mg(OH)Cl + H_2O
    1. Sal misto: o sal apresenta em sua fórmula mais de um cátion ou mais de um ãnion diferentes. É formado a partir da neutralização de um ácido por mais de uma base ou de uma base por mais de um ácido.
      • Exemplo: \ Al(OH)_3 + HCl + H_2SO_4 \rightarrow AlClSO_4 + 3 H_2O

    Nomenclatura dos sais

    a) para sais halóides
    ametal + eto de cátion
    Exemplo:
    \ NaCl = cloreto de sódio
    b) para oxissais
    Usamos uma extensão da tabela de óxidos ácidos e oxiácidos, pois a nomenclatura dos oxissais também depende do nox.

    --óxidos ácidos e
    oxiácidos
    oxissais
    noxprefixosufixosufixo
    +1 ou +2hipoosoito
    +3 ou +4-osoito
    +5 ou +6-icoato
    +7(hi)pericoato

    Exceções: Como os elementos B+3, C+4 e Si+4 só possuem sufixo "ico" na forma de ácido, quando sais, usa-se sempre o sufixo "ato".
    Exemplos:
    \ KNO_2 (nox N = +3) = nitrito de potássio
    \ NaClO (nox Cl = +1) = hipoclorito de sódio
    \ KMnO_4 (nox Mn = +7) = permanganato de potássio
    Obs: quando na fórmula do sal há um hidrogênio, acrescentamos o prefixo "bi" ao nome do cátion.
    \ NaHCO_3 = bicarbonato de sódio

    Monobase    uma hidroxila na fórmula da base.
    Ex.: NaOH, KOH, AgOH

                                                         Efeito estufa e os óxidos


    O lançamento de gases na atmosfera intensifica o efeito estufa
    O efeito estufa é a retenção da maior parte de radiação solar pela atmosfera fazendo com que a superfície terrestre seja aquecida. A retenção da radiação solar ocorre por causa dos gases que estão presentes na atmosfera, como é o caso do Dióxido de Carbono, Metano, Clorofluorcarbonos, Óxido Nitroso, Óxidos de Azoto e Ozônio.

    O principal gás responsável pelo efeito estufa é o dióxido de carbono liberado na atmosfera através da utilização de combustíveis fósseis e da destruição das florestas. Outro gás que se destaca é o metano, pois agride 20% a mais que o dióxido de carbono e é produzido pelas flatulências dos bovinos.

    Tais lançamentos de gases se não controlados irão desestruturar o equilíbrio energético e ecológico do planeta, pois o chamado aquecimento global já é fato. O aquecimento global é o aumento da temperatura dos oceanos e do ar que resultam de causas naturais ou/e antropogênicas, ou seja, provocadas pelo homem.

    Nos últimos anos, a temperatura do planeta aumentou em 0,5ºC o que parece pouco, mas que representa grande adaptação para todo ser vivo. A grande quantidade de poluição atmosférica tem contribuído consideravelmente para tal aumento e conseqüente desequilíbrio e se não controlado pode chegar a extinguir inúmeras espécies marinhas, residentes em geleiras e ainda plantas e outros.

    O aumento da temperatura a princípio derreteria todas as calotas polares fazendo com que o nível dos oceanos se elevasse e inundasse conseqüentemente inúmeros países ou quem sabe até continentes. Além disso, o efeito estufa também pode colaborar com a proliferação de doenças.

                                   Poluentes capazes de gerar chuva ácida




    *Impactos ambientais causados pela poluição do ar:a poluição do ar atmosférico causa muitos impactos ambientais ,tanto em escala local e regional,destacam-se a inversão térmica , as ilhas de calor e a chuva acida.
    Em escala global (efeito estufa) e a destruição da camada de ozônio.

    CHUVA ÁCIDA:

    A água da chuva acida é normalmente ácida.Porém, a presença de poluentes no ar atmosférico (acido sulfúrico, ácido clorídrico, trióxido de nitrogênio) torna a água da chuva mais acida ainda.
    As regiões desenvolvidas do hemisfério norte, com muitas industrias, grandes cidades e, conseqüentemente, grandes emissores de poluentes,são as mais afetadas pela chuva ácida..Alguns lugares da América do norte, Europa e Japão apresentam índices de acidez muito altos.
    Entretanto, os efeitos da chuva ácida atingem lugares situados a centenas de qui8lometros das fontes poluidoras.rios lagos , solos atingidos pela chuva acida tem sua acidez aumentada.os solos podem perder nutrientes ,como,potássio, cálcio.e magnésio,com sérios danos para a vegetação.

                                       curiosidades