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  • 14. Lei da conservação das massas @QUI609 Para visualizar este conteúdo digital, é preciso ter instalado o plugin Slides de Aula, disponível no Livro Digital Atenção: não altere o conteúdo deste slide
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  • 19. Cálculos químicos @QUI1297 Para visualizar este conteúdo digital, é preciso ter instalado o plugin Slides de Aula, disponível no Livro Digital Atenção: não altere o conteúdo deste slide
  • 20. Lei das reações químicas @QUI2832 Para visualizar este conteúdo digital, é preciso ter instalado o plugin Slides de Aula, disponível no Livro Digital Atenção: não altere o conteúdo deste slide

Notas do Editor

  1. Atribuir a massa de 12 u para os átomos de carbono-12 significa considerar que cada próton e cada nêutron têm massa igual a 1 u, pois prótons e nêutrons possuem massas praticamente iguais e o carbono-12 possui 6 prótons e 6 nêutrons. Assim, a vantagem dessa convenção é considerar que a massa de um átomo é numericamente igual à soma de seus prótons e nêutrons, ou seja, igual ao seu número de massa (A).
  2. A massa molecular (MM) é a massa de uma molécula. Como as moléculas são formadas por átomos unidos por meio de ligações covalentes, pode-se dizer que a massa da molécula é numericamente igual à soma das massas dos átomos que a constituem. Essa grandeza é geralmente expressa em unidade de massa atômica (u).
  3. O número de Avogadro é tão grande, que é difícil imaginá-lo sem algumas referências próximas do dia a dia. Faça uso das comparações no slide para ajudar os alunos a compreender a magnitude desse número.
  4. A determinação da constante de Avogadro contribuiu muito com o trabalho dos químicos, que, no passado, tinham dificuldades em saber o número de unidades fundamentais existentes em certa amostra de material. Para facilitar a comunicação entre a comunidade científica, foi convencionada pela IUPAC a terminologia mol.
  5. O termo mol refere-se a uma quantidade de entidades elementares (6,02.1023, ou seiscentos e dois sextilhões de entidades), enquanto a definição de molécula faz referência à proporção entre os átomos para a formação de uma substância.
  6. Com os exemplos apresentados, verifica-se que a quantidade de matéria de um elemento ou de uma substância é proporcional à sua massa e, consequentemente, ao número de entidades. É interessante, nesse momento, trabalhar com os alunos as relações de proporcionalidade. Nos esquemas apresentados, focalizaram-se somente algumas relações.
  7. Define-se o volume molar como o volume ocupado por 1 mol (6,02. 1023 unidades) de qualquer gás, em determinadas condições de pressão e temperatura. Com a intenção de padronizar as medidas com o Sistema Internacional de Unidades (SI), as condições normais de temperatura e pressão foram redefinidas para: P = 1 bar e T = 0ºC (273 K). Dessa forma, o volume molar é igual a, aproximadamente, 22,7 L. Mesmo com as alterações no padrão, o valor de 22,4 L continua sendo muito usado. Inclusive, utiliza-se o valor 22,7 L somente quando for indicado, de alguma forma, no exercício.
  8. Na época em que as leis foram enunciadas, não havia muita clareza sobre as fórmulas das substâncias, nem sobre as equações químicas corretamente balanceadas. Elas serão representadas, neste material, com o objetivo de os alunos desenvolverem o conhecimento científico para aplicá-lo quando forem focalizadas as relações estequiométricas.
  9. É importante diferenciar nesse momento uma substância pura de uma mistura. As misturas não têm composição constante, portanto para elas não vale a Lei de Proust.
  10. Levar os alunos a observarem que a soma dos volumes dos reagentes nem sempre é igual à soma dos volumes dos produtos, ou seja, não existe lei da conservação do volume, como ocorre com a massa.
  11. Dessa forma, se, durante uma reação química, o número total de moléculas diminui ou aumenta, o volume sofrerá a mesma variação, ou seja, na mesma proporção. Consequentemente, quando o número total de moléculas permanece inalterado após a reação, não há variação no volume total.
  12. Uma das aplicações diretas das Leis das Reações Químicas é o cálculo estequiométrico, que possibilita prever a quantidade de reagentes e produtos que participam das reações. O cálculo estequiométrico tem fundamental importância, tanto nos laboratórios quanto nas indústrias químicas, sendo muito aplicado em situações cotidianas.