Quimica reações quimicas

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Quimica reações quimicas

  1. 1. QUÍMICA<br />WGG<br />
  2. 2. ASPECTOS <br />QUANTITATIVOS<br />
  3. 3. QUÍMICA<br />LEIS PONDERAIS<br />RECEITA DE BRIGADEIRO<br />1 lata de leite condensado<br />1 colher de sopa de margarina sem sal <br />7 colheres de sopa de Nescau ou 4 colheres de sopa de chocolate em pó<br />CASO SEU IRMÃO COMA MEIA LATA DE LEITE CONDENSADO, SUA MEDIDAS TEM QUE MUDAR<br />½ lata de leite condensado<br />½ colher de sopa de margarina sem sal <br />4 colheres de sopa de Nescau ou 2 colheres de sopa de chocolate em pó<br />A SOMA DE TUDO ISSO DÁ 30 PORÇÕES<br />
  4. 4. QUÍMICA<br />LEIS PONDERAIS<br />OU SEJA, É NECESSÁRIO HAVER UMA PROPORÇÃO EQUIVALENTE EM TODOS OS CASOS PARA QUE NÃO SEJA MUITO OU POUCO.<br />É ASSIM TAMBÉM NA QUÍMICA, É NECESSÁRIO HAVER UMA PROPORÇÃO ENTRE REAGENTE E PRODUTO.<br />E LEMBRE QUE NO BRIGADEIRO A SOMA DA QUANTIDADE DE MATERIAIS NEM SEMPRE É IGUAL AO FINAL. <br />1 lata + 1 margarina + 7 colheres  9 brigadeiros / 30 brigadeiros<br />ENTÃO NÃO É SÓ PARA SOMAR, TEM QUE BALANCEAR A EQUAÇÃO PARA VER A QUANTIDADE DE MATERIAL FORMADO. <br />
  5. 5. QUÍMICA<br />LEI DE LAVOISIER<br />CONSERVAÇÃO DA MASSA<br />2 H2 + 1 O2 2 H2O<br />A FAMOSA FRASE DE LAVOISIER “NADA SE CRIA, NADA SE PERDE: TUDO SE TRANSFORMA” ENTRA NESSA SITUAÇÃO. <br />A SOMA DA MASSA DE H2 + O2 É IGUAL A MASSA DE H2O<br />H2 MASSA ATÔMICA = 1 u –> 2 u<br />O2  MASSA ATÔMICA = 16 u –> 32 u<br />H2O  SOMA DE TODAS = 18 u <br />
  6. 6. QUÍMICA<br />LEI DE PROUST<br />PROPORÇÕES CONSTANTES<br />H2 O2 H20<br /> 80 90<br /> 8 9<br /> 16 18<br />X 8 X 1,125<br />AS PROPORÇÕES SÃO SEMPRE CONSTANTES<br />X 8 X 1,125<br />X 8 X 1,125<br />EXEMPLO: 46 g de sódio reagem com 32 g de oxigênio formando peróxido de sódio. Quantos gramas de sódio são necessários para obter 156 g de peróxido de sódio?<br />Na + O2 ---> NaO2 46 Na ---> 78 NaO2 <br />46 g + 32 g---> 78 g x ---> 156 x = 92 g <br />
  7. 7. QUÍMICA<br />LEI VOLUMÉTRICA<br />SÓ PARA GASES<br />Nas Leis Volumétricas, o espaço ou distância entre as moléculas é mais importante que o tamanho delas.<br />1 L de H2 + 1L de Cl2 2L de HCl<br />10 L de H2 + 5L de O2 10L de H2O<br />
  8. 8. QUÍMICA<br />LEI DE AVOGRADO<br />SÓ PARA GASES<br />Volumes iguais de gases diferentes possuem o mesmo número de moléculas desde que mantidos em mesmas condições.<br />1 LITRO TEM 3 MOLÉCULAS EM TODOS OS CASOS<br />NÚMERO INVENTADO<br />
  9. 9. QUÍMICA<br />LEI DE AVOGRADO<br />SÓ PARA GASES<br />Exemplo:<br />Amônia Nitrogênio Hidrogênio<br /> NH3 N2 H2<br />2 1 3<br />4 2 X<br />100 Y Z<br />Quanto vale X, Y, Z? <br />1 --- 3 x= 6 4 --- 2 y= 50 2 -- -6 z=150<br />2 --- x 100 – y 50 --- Z<br />
  10. 10. QUÍMICA<br />O problema para contar átomos é que eles são pequenos demais para ser vistos e manipulados. Por isso não há um meio direito para contar átomos, ou seja, não podemos contar individualmente.<br />Para que isso fosse possível, químicos e físicos se ocuparam para determinar a massa dos átomos. Conhecida a massa de um átomo de certo elemento químico,é possível avaliar quantos átomos há em uma amostra de massa conhecida. <br />
  11. 11. QUÍMICA<br />MASSA<br />A massa de objetos macroscópicos é uma grandeza que pode ser medida com auxilio de uma balança. E o resultado por ser expresso em uma unidade conveniente, tal como grama, miligrama e quilograma. <br />Para expressar a massa dos átomos, os cientistas escolheram uma unidade mais adequada do que o grama ou seus submúltiplos. <br />A unidade de massa atômica cujo símbolo é u, é definida sendo igual a 1/12 da massa de um átomos do isótopo de 12C.<br />
  12. 12. QUÍMICA<br />MASSA<br />Massa atômica é a massa de um átomo. Por questão de conveniência ela costuma ser expressa em unidades de massa atômica.<br />A maioria dos elementos químicos apresenta-se na natureza com mais de uma forma. Aquele que possui maior abundancia nela, é o numero atômico a ser representado na tabela periódica. <br />Exemplo:<br />Oxigênio 16 (99,7 % de abundancia) MA = 16<br />Oxigênio 17 (0,03 % de abundancia)<br />Oxigênio 18 ( 0,25% de abundancia)<br />
  13. 13. QUÍMICA<br />MASSA<br />Massa molecular de uma substância é o nome dado à massa de uma molécula dessa substância. Por conveniência usa-se a unidade u.<br />Quando dois átomos se unem por ligações covalentes estes formam moléculas. A massa de uma molécula pode ser calculada simplesmente somando-se as massas dos átomos que a constituem.<br />Exemplos:<br />MASSA MOLECULAR DA ÁGUA<br />H2O 1u para cada hidrogênio mais 16u para o oxigênio =18 u<br />MASSA MOLECULAR DA AMÔNIA<br />NH3 1 u para cada hidrogênio mais 14u para cada nitrogênio = 17 u<br />MASSA MOLECULAR DA AMÔNIA<br />Ca(OH)2  NÃO TEM POIS AS BASES SÃO COMPOSTOS IÔNICOS E NÃO MOLECULARES <br />
  14. 14. QUÍMICA<br />MASSA<br />MASSA DE ÍONS<br />Na é igual ou diferente de Na+ em relação a massa?<br /> SÓDIO CÁTION DE SÓDIO<br />A diferença de um para o outro é que o íon Na+ tem um elétron a menos que o átomo neutro de sódio. <br />Mas, massa de um átomo ( Z=A + N) não independe do número de elétrons presentes neste ou não, então é desprezível a diferença em relação a massa. <br />Assim a massa de Na+ é igual a de Na que é igual a 23 u<br />
  15. 15. QUÍMICA<br />MOL ( QUANTIDADE DE MATÉRIA)<br />MOL? QUE BICHO É ESTE?<br />Qual o número que refere-se a dúzia? 12<br />Então 12 ovos é uma dúzia de ovos.<br />Então 12 lápis é uma dúzia de lápis.<br />Então 12 mulheres é uma dúzia de mulheres<br />Então 6 cachorros é meia dúzia de cachorros<br />Qual o número que refere-se a mol? 6,022 x 10²³<br />Então 6,02 x 10²³ é um mol de moléculas<br />Então 6,02 x 10²³ é um mol de íons ....<br />
  16. 16. QUÍMICA<br />MOL ( QUANTIDADE DE MATÉRIA)<br />MOL? QUE BICHO É ESTE?<br />602200000000000000000000000<br /> UM MOL<br />Nada mais é que um nome dado ao número especial. FORMA SIMPLES  6 X 10²³<br />1 mol de moléculas de CO2 6 x 10²³ <br />1 mol de átomos de 12C há uma massa de 12 g<br />MOL É APENAS A TRANSFORMAÇÃO DE u EM g <br />
  17. 17. QUÍMICA<br />MOL ( QUANTIDADE DE MATÉRIA)<br />MOL? QUE BICHO É ESTE?<br />Exemplo:<br />1 átomo de O tem a massa de 16 u.<br />1mol de O tem a massa de 16 g<br />6x10²³<br />1 átomo de He tem a massa de 4 u<br />1 mol de He tem a massa de 4 g<br />6x10²³<br />1 molécula de água tem a massa de 18 u<br />1 mol de água tem a massa de 18 g<br />6x10²³<br />LOGO A MASSA MOLAR (MM) é 18g/mol<br />
  18. 18. QUÍMICA<br />MOL ( QUANTIDADE DE MATÉRIA)<br />MOL? QUE BICHO É ESTE?<br />Exemplo:<br />1- DETERMINE O NÚMERO DE ÍONS PRESENTES EM 3 MOL DE SULFATO DE SÓDIO.<br />Na2SO3 <br /> 2 1 3 = 6 íons em 1 molécula 1 íons = 6x10²³ x = 36x10²³<br /> 1 molécula = 1 mol  3 mol tem 18 íons 6 íons= x <br />2- DETERMINE O NÚMERO DE ÁTOMOS PRESENTES EM 4 MOL DE (NH2)2CO<br />N > 2 H> 4 C> 1 O > 1 8 ÁTOMOS EM 1 MOL<br />1 MOL DE MOLÉCULA  8 ÁTOMOS 1 MOL DE MOLÉC  48X 10²³ <br />6x 10²³  X x=48x10²³ 4 MOL DE MOLÉC  X<br /> x= 192 x 10²³<br />
  19. 19. QUÍMICA<br />VOLUME MOLAR<br />VOLUME MOLAR DOS GASES É O VOLUME OCUPADO POR UM MOL DE GÁS, EM DETERMINADA PRESSÃO E TEMPERATURA.<br />22,4 L qualquer gás no estado gasoso<br />

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