O documento discute relações numéricas fundamentais para cálculos químicos e estequiometria. Aborda conceitos como unidade de massa atômica, abundância relativa de isótopos, massa molecular, quantidade de matéria em mols, constante de Avogadro e massa molar. Apresenta também exemplos de cálculos envolvendo estas grandezas e listas de exercícios para revisão.
O documento descreve as propriedades e reações de ácidos carboxílicos. Discute estruturas de alguns ácidos carboxílicos naturais e usados em medicamentos. Também explica reações como esterificação, lactonização, halogenação, redução e descarboxilação de ácidos carboxílicos.
O documento define Química Orgânica como o estudo de compostos de carbono. Compostos orgânicos contêm carbono e hidrogênio, e às vezes oxigênio, nitrogênio, enxofre e outros elementos. A valência do carbono é 4, permitindo-o formar 4 ligações.
O documento discute as reações de substituição eletrofílica aromática em derivados de benzeno. Explica o mecanismo geral destas reações, onde um eletrófilo ataca o anel aromático substituindo um átomo de hidrogênio. Detalha vários tipos de reações como halogenação, nitração, sulfonação, alquilação e acilação de Friedel-Crafts. Também discute como substituintes no anel podem ativar ou desativar a reatividade do benzeno nestas reações.
O documento discute as reações de substituição nucleofílica em carbonos saturados. Ele explica que essas reações envolvem a troca de um grupo funcional por outro e requerem um eletrófilo, um nucleófilo e um grupo abandonador. Além disso, o documento descreve os dois principais mecanismos de substituição nucleofílica, SN2 e SN1, analisando as evidências cinéticas e estereoquímicas que apoiam cada um.
O documento discute isomeria, definindo isômeros constitucionais como compostos com a mesma fórmula molecular mas diferentes estruturas. Descreve cinco tipos de isomeria constitucional - de função, cadeia, posição, compensação e tautomeria - e explica que isômeros têm propriedades físicas e químicas distintas.
Este documento fornece um resumo sobre a nomenclatura de hidrocarbonetos saturados (alcanos e cicloalcanos) segundo as regras da IUPAC. Ele explica como nomear alcanos lineares e ramificados, identificar substituintes, e como construir nomes sistemáticos de compostos cíclicos e bicíclicos. O documento também discute regras para numerar cadeias principais e localizar grupos substituintes.
O documento classifica as reações orgânicas em quatro tipos: substituição, adição, eliminação e oxirredução. Reações de substituição ocorrem quando um grupo é substituído por outro no carbono. Reações de adição adicionam grupos a insaturações. Reações de eliminação removem grupos dos carbonos para formar insaturações. Reações de oxirredução envolvem transferência de elétrons e alteração no estado de oxidação de átomos.
I. As reações de substituição nucleofílica aromática requerem a presença de um grupo retirador de elétrons (nitro) orto ou para em relação a um grupo abandonador (halogênio) no anel aromático.
II. O mecanismo envolve a formação de um intermediário benzino que é atacado pelo nucleófilo, levando a dois possíveis produtos.
III. Experimentos de marcação isotópica confirmam o mecanismo de eliminação-adição.
O documento descreve as propriedades e reações de ácidos carboxílicos. Discute estruturas de alguns ácidos carboxílicos naturais e usados em medicamentos. Também explica reações como esterificação, lactonização, halogenação, redução e descarboxilação de ácidos carboxílicos.
O documento define Química Orgânica como o estudo de compostos de carbono. Compostos orgânicos contêm carbono e hidrogênio, e às vezes oxigênio, nitrogênio, enxofre e outros elementos. A valência do carbono é 4, permitindo-o formar 4 ligações.
O documento discute as reações de substituição eletrofílica aromática em derivados de benzeno. Explica o mecanismo geral destas reações, onde um eletrófilo ataca o anel aromático substituindo um átomo de hidrogênio. Detalha vários tipos de reações como halogenação, nitração, sulfonação, alquilação e acilação de Friedel-Crafts. Também discute como substituintes no anel podem ativar ou desativar a reatividade do benzeno nestas reações.
O documento discute as reações de substituição nucleofílica em carbonos saturados. Ele explica que essas reações envolvem a troca de um grupo funcional por outro e requerem um eletrófilo, um nucleófilo e um grupo abandonador. Além disso, o documento descreve os dois principais mecanismos de substituição nucleofílica, SN2 e SN1, analisando as evidências cinéticas e estereoquímicas que apoiam cada um.
O documento discute isomeria, definindo isômeros constitucionais como compostos com a mesma fórmula molecular mas diferentes estruturas. Descreve cinco tipos de isomeria constitucional - de função, cadeia, posição, compensação e tautomeria - e explica que isômeros têm propriedades físicas e químicas distintas.
Este documento fornece um resumo sobre a nomenclatura de hidrocarbonetos saturados (alcanos e cicloalcanos) segundo as regras da IUPAC. Ele explica como nomear alcanos lineares e ramificados, identificar substituintes, e como construir nomes sistemáticos de compostos cíclicos e bicíclicos. O documento também discute regras para numerar cadeias principais e localizar grupos substituintes.
O documento classifica as reações orgânicas em quatro tipos: substituição, adição, eliminação e oxirredução. Reações de substituição ocorrem quando um grupo é substituído por outro no carbono. Reações de adição adicionam grupos a insaturações. Reações de eliminação removem grupos dos carbonos para formar insaturações. Reações de oxirredução envolvem transferência de elétrons e alteração no estado de oxidação de átomos.
I. As reações de substituição nucleofílica aromática requerem a presença de um grupo retirador de elétrons (nitro) orto ou para em relação a um grupo abandonador (halogênio) no anel aromático.
II. O mecanismo envolve a formação de um intermediário benzino que é atacado pelo nucleófilo, levando a dois possíveis produtos.
III. Experimentos de marcação isotópica confirmam o mecanismo de eliminação-adição.
1. O documento discute os diferentes tipos de forças intermoleculares, incluindo forças de dispersão de London, dipolo-dipolo, dipolo induzido-dipolo, íon-dipolo, e ligações de hidrogênio.
2. Também aborda cromatografia em camada delgada e coluna, interações biológicas como DNA e droga-receptor, e propriedades físicas como pontos de ebulição.
3. Discutem como as forças intermoleculares determinam a estrutura e propried
Os compostos de coordenação são discutidos, incluindo teoria de Lewis, metais e ligantes, tipos de ligantes, nomenclatura de complexos aniônicos, catiônicos e neutros, número de coordenação e aplicações. Ácidos e bases são definidos segundo Arrhenius e Lewis.
O documento apresenta os protocolos de segurança e equipamentos utilizados no laboratório de química orgânica. Inclui regras sobre vestimenta, equipamentos de proteção individual e hábitos de segurança. Detalha também os diversos equipamentos do laboratório e suas aplicações corretas. A primeira prática aborda noções básicas de segurança no laboratório e biossegurança.
O documento apresenta informações sobre reações de adição em alcenos e alcinos. Discute a regra de Markovnikov para a regioseletividade de adições eletrofílicas, mecanismos de adição de HX e H2O, e como a hidroboração-oxidação pode fornecer álcoois anti-Markovnikov. Também aborda rearranjos de carbocátions, adições radicais promovidas por peróxidos, e estereoquímica de reações de adição.
Soluções tampão resistem a variações de pH quando pequenas quantidades de ácidos ou bases são adicionadas. São constituídas por misturas de ácidos fracos e bases fracas, como ácido acético e acetato de sódio, que mantêm o pH relativamente constante através de equilíbrios químicos.
Este documento é uma lista de exercícios de Química sobre Hidrocarbonetos para o 10o ano do Pré-Universitário Samora Machel. A lista contém 17 exercícios com as respectivas universidades de origem dos exercícios entre parênteses.
Este documento discute os conceitos fundamentais de estequiometria, incluindo:
1) O conceito de mol e número de Avogadro e como eles se relacionam com massas atômicas;
2) Como converter entre números de átomos, moles e massas;
3) A função e importância das equações químicas balanceadas para cálculos químicos.
Haletos de alquila: reações de substituição nucleofílicaEduardo Macedo
O documento discute reações de substituição nucleofílica em haletos de alquila, comparando as reações SN1 e SN2. A reação SN1 ocorre em uma etapa e envolve a formação de um carbocátion intermediário, enquanto a SN2 ocorre em uma única etapa bimolecular sem formação de intermediários. Fatores como a estrutura do substrato, nucleófilo, solvente e grupo de saída afetam as velocidades relativas dessas reações.
O documento descreve as principais características do átomo de carbono, incluindo sua tetravalência, capacidade de formar ligações múltiplas, ligar-se a diferentes elementos e formar longas cadeias, explicando a habilidade única do carbono em formar inúmeros compostos orgânicos.
O documento discute isomeria, especificamente isômeros constitucionais e estereoisômeros. Estereoisômeros são subdivididos em dois tipos: aqueles com ligações duplas e aqueles com centros quirais. Centros quirais surgem quando um átomo de carbono tetraédrico possui quatro grupos diferentes ligados a ele, resultando em moléculas quirais ou aquirais.
O documento apresenta um resumo sobre um curso de química que aborda conceitos como átomos, massa atômica, moléculas e cálculos envolvendo massa molar. Explica como é feita a medição da massa do átomo através de detectores de íons acelerados e campos eletromagnéticos. Fornece exemplos de cálculos para determinar número de moléculas e massa molar de substâncias como mercúrio, água e butano.
O processo de solubilização de substâncias química acontece devido à interação entre o soluto (a espécie que se deseja solubilizar) e o solvente (substância que a dissolve). Para que haja essa interação é necessário observar alguns fatores como a estrutura da molécula, especialmente a polaridade das ligações e o tipo de ligação.
A força molecular mais forte é a ligação de hidrogênio seguida pelo dipolo-dipolo e por último a de van der Waals. Os compostos apolares ou fracamente polares tendem a serem solúveis em solventes apolares ou de baixa polaridade, enquanto que compostos de alta polaridade são solúveis em solventes também polares.
Compostos orgânicos podem ter a mesma fórmula molecular, mas propriedades diferentes devido à isomeria. Existem 5 tipos de isomeria: de função, de cadeia, de posição, metameria e tautomeria. A isomeria ocorre quando há diferentes arranjos dos átomos na molécula, resultando em estruturas distintas.
Esta tabela fornece informações sobre as frequências de vibração infravermelho típicas de diferentes grupos funcionais e moléculas orgânicas, incluindo alcanos, ácidos carboxílicos, ésteres, alcenos, alcinos, anéis aromáticos, alcoóis, fenóis, éteres, aldeídos, cetonas, aminas, nitrilas e compostos halogenados. As frequências são expressas em número de onda (cm-1) e indicam os tipos de vibração como estiramento
As funções orgânicas nitrogenadas se dividem em aminas, amidas e nitrocompostos. As aminas incluem cafeína e cocaína e derivam da amônia com substituição de hidrogênios. As amidas incluem a ureia e são usadas em fertilizantes e na indústria farmacêutica. Os nitrocompostos contém grupos nitro e incluem explosivos como o trinitro-tolueno.
1) O documento discute massa atômica e molecular, com foco em unidades de medida e escolha do carbono-12 como padrão.
2) Vários elementos foram usados como padrões ao longo do tempo, incluindo hidrogênio e oxigênio, até se adotar o carbono-12.
3) A massa atômica leva em conta isótopos e defeitos de massa na formação do núcleo atômico.
O documento discute diferentes métodos de extração de substâncias de plantas, incluindo maceração, infusão, decocção, percolação e extração com Soxhlet. Cada método varia em termos de temperatura, tempo e solventes utilizados, com alguns processos sendo descontínuos e outros contínuos. O documento fornece detalhes sobre como aplicar corretamente cada técnica de extração.
O documento discute as reações de substituição nucleofílica do tipo SN1 e SN2. É explicado que as reações SN1 ocorrem por meio da formação de um carbocátion intermediário estável, enquanto as reações SN2 ocorrem por meio de um estado de transição de um único passo. Fatores como a estrutura do carbono eletrofílico, nucleófilo, solvente e temperatura influenciam o mecanismo e a velocidade da reação.
O documento discute compostos orgânicos nitrogenados como aminas, amidas, nitrilas e nitrocompostos. Estes compostos são essenciais para a vida e usados industrialmente em medicamentos, plásticos e explosivos. As aminas estão presentes em aminoácidos e proteínas, enquanto amidas como a uréia são produtos finais do metabolismo animal.
O documento descreve as propriedades e classificações dos ácidos de acordo com a teoria de Arrhenius. Os ácidos são classificados de acordo com o número de hidrogênios ionizáveis, presença ou não de oxigênio e grau de ionização. Os principais tipos de ácidos incluem hidrácidos e oxiácidos e sua nomenclatura depende do elemento central.
Este documento discute reações químicas e cálculos estequiométricos. Ele explica que uma reação química envolve a transformação de substâncias e não de elementos, e descreve os conceitos de reagentes e produtos. Também aborda equações químicas e os métodos para balanceá-las, incluindo a lei de conservação de massa de Lavoisier.
O documento discute os conceitos fundamentais de estequiometria, incluindo equações químicas, leis da conservação da massa e proporções definidas, massa atômica, massa molecular, mol, fórmulas químicas, informações quantitativas de equações balanceadas e reagentes limitantes.
1. O documento discute os diferentes tipos de forças intermoleculares, incluindo forças de dispersão de London, dipolo-dipolo, dipolo induzido-dipolo, íon-dipolo, e ligações de hidrogênio.
2. Também aborda cromatografia em camada delgada e coluna, interações biológicas como DNA e droga-receptor, e propriedades físicas como pontos de ebulição.
3. Discutem como as forças intermoleculares determinam a estrutura e propried
Os compostos de coordenação são discutidos, incluindo teoria de Lewis, metais e ligantes, tipos de ligantes, nomenclatura de complexos aniônicos, catiônicos e neutros, número de coordenação e aplicações. Ácidos e bases são definidos segundo Arrhenius e Lewis.
O documento apresenta os protocolos de segurança e equipamentos utilizados no laboratório de química orgânica. Inclui regras sobre vestimenta, equipamentos de proteção individual e hábitos de segurança. Detalha também os diversos equipamentos do laboratório e suas aplicações corretas. A primeira prática aborda noções básicas de segurança no laboratório e biossegurança.
O documento apresenta informações sobre reações de adição em alcenos e alcinos. Discute a regra de Markovnikov para a regioseletividade de adições eletrofílicas, mecanismos de adição de HX e H2O, e como a hidroboração-oxidação pode fornecer álcoois anti-Markovnikov. Também aborda rearranjos de carbocátions, adições radicais promovidas por peróxidos, e estereoquímica de reações de adição.
Soluções tampão resistem a variações de pH quando pequenas quantidades de ácidos ou bases são adicionadas. São constituídas por misturas de ácidos fracos e bases fracas, como ácido acético e acetato de sódio, que mantêm o pH relativamente constante através de equilíbrios químicos.
Este documento é uma lista de exercícios de Química sobre Hidrocarbonetos para o 10o ano do Pré-Universitário Samora Machel. A lista contém 17 exercícios com as respectivas universidades de origem dos exercícios entre parênteses.
Este documento discute os conceitos fundamentais de estequiometria, incluindo:
1) O conceito de mol e número de Avogadro e como eles se relacionam com massas atômicas;
2) Como converter entre números de átomos, moles e massas;
3) A função e importância das equações químicas balanceadas para cálculos químicos.
Haletos de alquila: reações de substituição nucleofílicaEduardo Macedo
O documento discute reações de substituição nucleofílica em haletos de alquila, comparando as reações SN1 e SN2. A reação SN1 ocorre em uma etapa e envolve a formação de um carbocátion intermediário, enquanto a SN2 ocorre em uma única etapa bimolecular sem formação de intermediários. Fatores como a estrutura do substrato, nucleófilo, solvente e grupo de saída afetam as velocidades relativas dessas reações.
O documento descreve as principais características do átomo de carbono, incluindo sua tetravalência, capacidade de formar ligações múltiplas, ligar-se a diferentes elementos e formar longas cadeias, explicando a habilidade única do carbono em formar inúmeros compostos orgânicos.
O documento discute isomeria, especificamente isômeros constitucionais e estereoisômeros. Estereoisômeros são subdivididos em dois tipos: aqueles com ligações duplas e aqueles com centros quirais. Centros quirais surgem quando um átomo de carbono tetraédrico possui quatro grupos diferentes ligados a ele, resultando em moléculas quirais ou aquirais.
O documento apresenta um resumo sobre um curso de química que aborda conceitos como átomos, massa atômica, moléculas e cálculos envolvendo massa molar. Explica como é feita a medição da massa do átomo através de detectores de íons acelerados e campos eletromagnéticos. Fornece exemplos de cálculos para determinar número de moléculas e massa molar de substâncias como mercúrio, água e butano.
O processo de solubilização de substâncias química acontece devido à interação entre o soluto (a espécie que se deseja solubilizar) e o solvente (substância que a dissolve). Para que haja essa interação é necessário observar alguns fatores como a estrutura da molécula, especialmente a polaridade das ligações e o tipo de ligação.
A força molecular mais forte é a ligação de hidrogênio seguida pelo dipolo-dipolo e por último a de van der Waals. Os compostos apolares ou fracamente polares tendem a serem solúveis em solventes apolares ou de baixa polaridade, enquanto que compostos de alta polaridade são solúveis em solventes também polares.
Compostos orgânicos podem ter a mesma fórmula molecular, mas propriedades diferentes devido à isomeria. Existem 5 tipos de isomeria: de função, de cadeia, de posição, metameria e tautomeria. A isomeria ocorre quando há diferentes arranjos dos átomos na molécula, resultando em estruturas distintas.
Esta tabela fornece informações sobre as frequências de vibração infravermelho típicas de diferentes grupos funcionais e moléculas orgânicas, incluindo alcanos, ácidos carboxílicos, ésteres, alcenos, alcinos, anéis aromáticos, alcoóis, fenóis, éteres, aldeídos, cetonas, aminas, nitrilas e compostos halogenados. As frequências são expressas em número de onda (cm-1) e indicam os tipos de vibração como estiramento
As funções orgânicas nitrogenadas se dividem em aminas, amidas e nitrocompostos. As aminas incluem cafeína e cocaína e derivam da amônia com substituição de hidrogênios. As amidas incluem a ureia e são usadas em fertilizantes e na indústria farmacêutica. Os nitrocompostos contém grupos nitro e incluem explosivos como o trinitro-tolueno.
1) O documento discute massa atômica e molecular, com foco em unidades de medida e escolha do carbono-12 como padrão.
2) Vários elementos foram usados como padrões ao longo do tempo, incluindo hidrogênio e oxigênio, até se adotar o carbono-12.
3) A massa atômica leva em conta isótopos e defeitos de massa na formação do núcleo atômico.
O documento discute diferentes métodos de extração de substâncias de plantas, incluindo maceração, infusão, decocção, percolação e extração com Soxhlet. Cada método varia em termos de temperatura, tempo e solventes utilizados, com alguns processos sendo descontínuos e outros contínuos. O documento fornece detalhes sobre como aplicar corretamente cada técnica de extração.
O documento discute as reações de substituição nucleofílica do tipo SN1 e SN2. É explicado que as reações SN1 ocorrem por meio da formação de um carbocátion intermediário estável, enquanto as reações SN2 ocorrem por meio de um estado de transição de um único passo. Fatores como a estrutura do carbono eletrofílico, nucleófilo, solvente e temperatura influenciam o mecanismo e a velocidade da reação.
O documento discute compostos orgânicos nitrogenados como aminas, amidas, nitrilas e nitrocompostos. Estes compostos são essenciais para a vida e usados industrialmente em medicamentos, plásticos e explosivos. As aminas estão presentes em aminoácidos e proteínas, enquanto amidas como a uréia são produtos finais do metabolismo animal.
O documento descreve as propriedades e classificações dos ácidos de acordo com a teoria de Arrhenius. Os ácidos são classificados de acordo com o número de hidrogênios ionizáveis, presença ou não de oxigênio e grau de ionização. Os principais tipos de ácidos incluem hidrácidos e oxiácidos e sua nomenclatura depende do elemento central.
Este documento discute reações químicas e cálculos estequiométricos. Ele explica que uma reação química envolve a transformação de substâncias e não de elementos, e descreve os conceitos de reagentes e produtos. Também aborda equações químicas e os métodos para balanceá-las, incluindo a lei de conservação de massa de Lavoisier.
O documento discute os conceitos fundamentais de estequiometria, incluindo equações químicas, leis da conservação da massa e proporções definidas, massa atômica, massa molecular, mol, fórmulas químicas, informações quantitativas de equações balanceadas e reagentes limitantes.
O documento apresenta os conceitos e aplicações da estequiometria, incluindo reações químicas, equações químicas, leis de Lavoisier e Proust, cálculo de mol, e os principais tipos de cálculos estequiométricos. É fornecido exemplos detalhados de cálculos estequiométricos envolvendo quantidades de substâncias, proporções, volumes de gases, rendimentos de reações e determinação de reagentes limitantes.
La estequiometria mide las proporciones cuantitativas de los elementos en una reacción química. Se puede representar a través de ecuaciones químicas balanceadas que muestran la relación entre los reactivos y productos, y permite realizar cálculos estequiométricos basados en estas relaciones fijas de las sustancias en la reacción.
O documento discute conceitos químicos como matéria, estados físicos, mudança de estado, pontos de fusão e ebulição, curvas de aquecimento e resfriamento, substâncias puras e misturas, sistemas homogêneos e heterogêneos, e alotropia. Ele fornece exemplos de substâncias e pede que se determine a fase de agregação a 50°C e se classifique sistemas como substâncias puras ou misturas, homogêneas ou heterogêneas.
O documento discute os conceitos de reagente limitante e reagente em excesso em reações químicas. Explica que quando reagentes são misturados em proporções diferentes da estequiométrica, um deles será totalmente consumido e definirá a quantidade máxima de produto, enquanto o outro sobrará. Apresenta também um método para calcular qual reagente é o limitante baseado nas quantidades iniciais.
O documento descreve os conceitos de estequiometria e as leis de Lavoisier e Proust. Explica como estas leis podem ser usadas para resolver problemas estequiométricos, calculando as quantidades de reagentes e produtos em reações químicas.
Este documento discute os princípios da estequiometria, incluindo: 1) Leis da conservação de massa e proporções constantes; 2) Equações químicas e balanceamento; 3) Cálculos estequiométricos usando massa, volume ou mols de reagentes e produtos. Exemplos demonstram como resolver problemas envolvendo reações químicas quantitativas.
O documento apresenta tabelas de cátions e ânions, listando os principais íons encontrados em química inorgânica. A tabela de cátions inclui os íons mais comuns de carga +1, +2, +3 e alguns de carga variável. A tabela de ânions lista os principais íons monovalentes, bivalentes, trivalentes e tetravalentes, com suas respectivas fórmulas químicas.
Este documento contém 10 questões de estequiometria sobre reações químicas. As questões envolvem calcular quantidades de substâncias produzidas ou necessárias em reações químicas balanceadas ou não balanceadas. O documento fornece o gabarito com as respostas corretas para cada questão.
Lista grandezas químicas e estequiometriaNai Mariano
1. O documento apresenta uma lista de exercícios sobre grandezas químicas e estequiometria.
2. Os exercícios incluem determinar massas moleculares, calcular números de mols, átomos e reações químicas.
3. São apresentados quatorze exercícios sobre diversos tópicos de química quantitativa.
O documento introduz conceitos fundamentais de química orgânica, incluindo: (1) a teoria estrutural do carbono baseada nos quatro postulados de Kekulé e Couper; (2) as ligações sigma e pi; (3) a geometria molecular baseada na teoria da repulsão eletrônica; e (4) os tipos de hibridização do carbono sp, sp2 e sp3 que determinam a geometria das moléculas.
La química es una disciplina científica que estudia la composición, estructura y propiedades de la materia, así como los cambios que esta experimenta. El profesor Ari enseña química y mantiene un blog llamado quimicacertus donde comparte contenidos sobre esta área del conocimiento. El blog quimicacertus.blogspot.com es una fuente de información sobre química dirigida por el profesor Ari.
1) Dalton propôs que toda matéria é formada por átomos indivisíveis e que existem diferentes tipos de átomos.
2) Thomson descobriu que os átomos contêm partículas com carga elétrica positiva e negativa.
3) Rutherford provou experimentalmente que os átomos são principalmente vazios, com uma região densa de carga positiva no centro.
O documento resume as principais regras de nomenclatura para hidrocarbonetos. Explica como nomear alcanos, alcenos e alcinos com 1 ou mais ligações duplas/triplas, incluindo cicloalcanos/alcenos/alcinos. Fornece exemplos de fórmulas químicas destes compostos e mostra como indicar a posição de ligações duplas nos alcenos.
O documento discute a importância dos compostos orgânicos para plantas e seres humanos, e fornece exemplos de hidrocarbonetos alifáticos e suas reações. Descreve como os compostos orgânicos podem ser extraídos da natureza e usados em medicamentos, alimentos e indústrias.
O documento descreve a evolução dos modelos atômicos ao longo do tempo, começando pelo modelo de Dalton no século XIX, que via os átomos como esferas indivisíveis. Posteriormente, os modelos de Thomson e Rutherford introduziram a ideia de que os átomos possuem estrutura interna, com elétrons e um núcleo central. Finalmente, o modelo de Bohr propôs que os elétrons orbitam o núcleo em níveis de energia discretos.
O documento descreve um projeto de pesquisa sobre as mudanças de estado físico realizado por uma equipe de estudantes. O objetivo era estudar os tipos de estado da matéria, suas mudanças, formas e pontos de transição, como fusão e ebulição. A equipe realizou um experimento simples mostrando o gelo derretendo e se transformando em água líquida ao aquecer em determinadas temperaturas.
O documento apresenta conceitos fundamentais sobre quantidade de substância, massa molar, constante de Avogadro e outras grandezas relacionadas à química quantitativa. Inclui definições de mol, massa molar, constante de Avogadro e exemplos ilustrativos dos principais tópicos abordados.
O documento discute conceitos fundamentais de quantidade de substância, massa molar, constante de Avogadro e fórmula empírica. Ele fornece definições, exemplos e exercícios sobre essas grandezas químicas.
O documento discute conceitos fundamentais de molécula, átomo, massa atômica, quantidade de matéria (mols) e suas aplicações em cálculos químicos. Explica que uma molécula é composta por pelo menos dois átomos e apresenta exemplos de fórmulas químicas.
O documento discute o conceito de estequiometria e fornece exemplos de cálculos estequiométricos. Ele apresenta o procedimento para cálculos estequiométricos em 3 passos e discute conceitos como reagente limitante e reagente em excesso. Também aborda cálculos envolvendo pureza e rendimento. Por fim, fornece exercícios resolvidos como exemplos.
aula2estequiometria.pdf e mais do que um simples manualhensonmateus035
O documento discute conceitos fundamentais de estequiometria, incluindo: 1) a definição de estequiometria e sua importância para medir concentrações químicas; 2) as leis da conservação de massa e proporções definidas que regem as reações químicas; 3) a unidade de quantidade de matéria chamada mol e como ela é usada para quantificar substâncias químicas.
As três principais leis ponderais descritas no documento são:
1) Lei de Conservação das Massas de Lavoisier, que estabelece que a soma das massas dos reagentes é igual à soma das massas dos produtos em uma reação química.
2) Lei das Proporções Constantes de Proust, que afirma que a proporção em massa das substâncias que reagem e são produzidas em uma reação é fixa e constante.
3) Foram introduzidas no século XVIII através de estudos meticulosos e experiências cuidados
1) O documento discute conceitos de estequiometria como massa atômica, massa molecular, fórmula molecular, fórmula mínima e composição centesimal.
2) Apresenta exemplos de cálculos estequiométricos envolvendo quantidades de substâncias, volumes e reações químicas.
3) Explica como calcular reagentes limitantes versus em excesso em reações químicas.
O documento descreve as massas atômicas, massas moleculares e o conceito de mol. Explica que a massa atômica de um átomo é sua massa expressa em unidades de massa atômica (u) e indica quantas vezes sua massa é maior que 1/12 da massa de um átomo de carbono-12. Também define a massa molecular como a massa de uma molécula expressa em u.
1) O documento discute conceitos de massa atômica, mol, constante de Avogadro e volume molar.
2) São fornecidos exemplos de cálculos envolvendo essas grandezas para diferentes compostos químicos.
3) Há também uma série de exercícios relacionados a esses tópicos para cálculo de massas, quantidades de substância e números de átomos e moléculas.
1) O documento fornece orientações para estudar para uma prova de recuperação final de Química, incluindo reservar um horário para estudar, anotar dúvidas e revisar anotações e exercícios.
2) O documento também contém 12 questões sobre diversos tópicos de Química, como reações químicas, cálculos estequiométricos, equilíbrio químico e propriedades ácido-base.
3) As questões abordam tópicos como fosgênio, et
O documento resume as principais leis das reações químicas, divididas em leis ponderais e leis volumétricas. As leis ponderais incluem a lei da conservação da massa, lei das proporções constantes e lei das proporções múltiplas. As leis volumétricas descrevem as proporções entre os volumes de gases que reagem ou são produzidos. O documento também aborda composição centesimal, fórmulas moleculares e mínimas.
2016 aulas 4 e 5 - progressao ext noitepaulomigoto
O documento apresenta os conceitos de massa atômica, massa molecular, número de Avogadro, mol e massa molar. Também aborda equações químicas e as leis das reações químicas de Lavoisier e Proust. Há exercícios sobre cálculos estequiométricos envolvendo essas grandezas.
Cálculos estequiométricos permitem prever a quantidade de produtos obtidos a partir da quantidade de reagentes consumidos em uma reação química, aplicando as leis das combinações químicas. Conceitos fundamentais incluem massa atômica, massa molecular, mol e constante de Avogadro. Cálculos envolvem relacionar quantidades usando estas grandezas.
O documento é uma lista de exercícios de química geral sobre estequiometria. Contém 10 questões cobrindo tópicos como reações químicas, titulações, análise elementar e determinação de fórmulas químicas e purezas de compostos. As questões envolvem cálculos estequiométricos para determinar quantidades de substâncias, composições e identificação de elementos químicos.
1. O documento discute conceitos fundamentais de estequiometria, incluindo reações químicas, mol, massa molar, e cálculos estequiométricos.
2. A estequiometria estuda as relações quantitativas entre substâncias em reações químicas. Uma equação química balanceada especifica a relação numérica entre reagentes e produtos.
3. O mol é usado para expressar quantidades em escala molecular, onde 1 mol equivale a 6,022x1023 unidades estruturais como átomos ou mol
O documento discute cálculos químicos e fornece exemplos de como calcular massa molecular, massa atômica, mol, constante de Avogadro e reações químicas. Inclui exercícios sobre esses tópicos com respostas.
O documento discute o conceito e cálculo de diferentes tipos de fórmulas químicas, incluindo fórmula percentual, fórmula mínima e fórmula molecular. Exemplos são fornecidos para ilustrar como determinar cada tipo de fórmula a partir da composição química ou massa molecular de um composto. Alguns exercícios resolvidos também são apresentados para reforçar os métodos de cálculo.
O documento contém 20 exercícios de química sobre diversos tópicos como cálculo de massas atômicas, porcentagens de elementos em compostos, equações químicas e reações. Os exercícios envolvem cálculos para determinar fórmulas empíricas e moleculares, porcentagens em massa, quantidades de reagentes e rendimentos de reações.
Cálculos estequiométricos permitem prever a quantidade de produtos obtidos a partir da quantidade de reagentes consumidos em uma reação química, utilizando conceitos como massa atômica, massa molecular e mol. Estes cálculos são baseados nas leis das combinações químicas.
1) Massa molecular é a soma das massas atômicas dos átomos que compõem uma molécula.
2) Fórmula mínima mostra a proporção dos átomos em números inteiros mínimos.
3) Análise elementar fornece o percentual em massa dos elementos de uma substância.
2. RELAÇÕES NUMÉRICAS FUNDAMENTAIS
UNIDADE DE MASSA ATÔMICA (u)
“A unidade de massa atômica cujo símbolo é u ou
u.m.a, é definida como sendo 1/12 avos da massa
de um átomo de isótopo 12 do carbono”.
3. RELAÇÕES NUMÉRICAS FUNDAMENTAIS
ABUNDÂNCIA RELATIVA DOS ISÓTOPOS
“ É a média ponderada dos isótopos de um
elemento químico”.
Massa Atômica= X1 ∙ %1 + X2 ∙ %2 + ...
100
4. RELAÇÕES NUMÉRICAS FUNDAMENTAIS
ABUNDÂNCIA RELATIVA DOS ISÓTOPOS
Exemplo: Considerando os isótopos do cloro
mencionados abaixo e sua abundância na
natureza, qual a massa atômica do elemento cloro
que aparecerá na tabela periódica?
5. RELAÇÕES NUMÉRICAS FUNDAMENTAIS
ABUNDÂNCIA RELATIVA DOS ISÓTOPOS
Exemplo 02: (UFRRJ) Um elemento M apresenta os
isótopos 79M e 81 M. Sabendo que a massa
atômica do elemento M é 79,90 u, determine os
percentuais de cada isótopo do elemento M.
6. RELAÇÕES NUMÉRICAS FUNDAMENTAIS
MASSA MOLECULAR DE UMA SUBSTÂNCIA
“É a soma das massas atômicas dos átomos que
compõem uma substância”.
Exemplo: Calcule a massa molecular das
substâncias abaixo: (Dados: H=1 u; O=16 u; N= 14
u; Cu= 63,5 u; S= 32 u; C= 12 u).
A) C6H12O6
B) CuSO4 ∙ 5H2O
7.
8. RELAÇÕES NUMÉRICAS FUNDAMENTAIS
QUANTIDADE DE MATÉRIA – MOL (n)
MOL É UMA QUANTIDADE – PORTANTO QUANDO
FALAMOS EM 1 MOL DE ÁTOMOS ESTAMOS NOS
REFERINDO A UMA QUANTIDADE FIXA DE ÁTOMOS.
1 MOL = 6 ∙ 1023 átomos, moléculas, íons, partículas...
Exemplo: Massa Atômica do Hidrogênio = 1u;
Relacionando com gramas temos,
1 u = 1g – 1mol – 6 ∙ 1023 átomos de hidrogênio.
9. RELAÇÕES NUMÉRICAS FUNDAMENTAIS
QUANTIDADE DE MATÉRIA – MOL
Exemplo: Quantos mols existem em 280 g de água?
Quantas moléculas de água estão presentes nessa
amostra? (Dados: H=1 u, O=16 u).
10. RELAÇÕES NUMÉRICAS FUNDAMENTAIS
CONSTANTE DE AVOGADRO E MASSA MOLAR
1 mol = 6 ∙ 1023 átomos, moléculas, íons, partículas...
“ A massa molar de determinada entidade química
é a massa de 1 mol de unidades dessa entidade
química. ”
Dados: C= 12 u; O= 16 u. – Gás Carbônico – CO2
CO2 = 12 + 2 ∙ 16 = 44 u (Massa Molecular)
(44 u → 44 g → 1 mol) 44g/mol(Massa Molar)
11. EXERCÍCIOS DE REVISÃO
1ª LISTA DE EXERCÍCIOS DE RELAÇÕES NUMÉRICAS
FUNDAMENTAIS – 20 QUESTÕES
2ª LISTA DE EXERCÍCIOS – REVISÃO PARA A PROVA
BIMESTRAL – 10 QUESTÕES
12. CÁLCULOS QUÍMICOS
CÁLCULO DE FÓRMULAS
A Fórmula molecular, em geral, é a fórmula mais
utilizada nos cálculos químicos. A sua importância
se deve pelo fato de apresentar a molécula de
uma substância de modo qualitativo e
quantitativo.
Exemplo: A Sacarose... C12H22O11... É formada pelos
átomos de CARBONO – HIDROGÊNIO e OXIGÊNIO –
que para cada molécula existem 12,22,11 átomos
desses elementos respectivamente.
13. CÁLCULO DA FÓRMULA
CENTESIMAL
Fórmula centesimal ou composição centesimal ou
composição percentual refere-se as porcentagens
em massa dos elementos formadores da
substância considerada.
Exemplo: CH4 – 75% é composto por carbono e
apenas 25% é composto por hidrogênio.
14. 1. CÁLCULO A PARTIR DA
FÓRMULA DA SUBSTÂNCIA
Exemplo: H2SO4 (Dados: H=1 / S=32 e O=16)
15. 2. CÁLCULO A PARTIR DOS
RESULTADOS DA ANÁLISE DA
SUBSTÂNCIA
Exemplo: A análise de 0,40 g de um certo óxido de
ferro revelou que ele encerra 0,28 g de ferro e 0,12
g de oxigênio. Qual a sua fórmula centesimal?
16. EXERCÍCIOS
1) (U. Católica – GO) A Penicilina G, um antibiótico
largamente utilizado, tem fórmula C16H18N2O4S.
Qual a porcentagem de carbono no antibiótico?
(Dados: C=12; H=1; N=14; O=16; S=32).
2) (UECE) Quando aquecemos 1,62 g de Zn, este se
combina com 0,4 g de oxigênio para formar um
óxido de zinco. Qual a composição percentual do
composto?
17. 3. FÓRMULA MÍNIMA
Fórmula mínima ou empírica ou estequiométrica é
a que indica os elementos formadores da
substância, bem como a proporção em número
de átomos desses elementos expressos em
números inteiros e os menores possíveis.
18. 3. CÁLCULO DA FÓRMULA MÍNIMA
Exemplo: Calcule a fórmula mínima de um composto
que apresenta 43,4% de sódio, 11,3% de carbono e
45,3% de oxigênio. (Massas atômicas:
Na=23;C=12;O=16)
19. EXERCÍCIOS
1) (VUNESP) Ferritas são compostos com
propriedades magnéticas e utilizadas em
componentes eletrônicos. A análise química de
uma ferrita forneceu os seguintes resultados:
Mg=12%; Fe=56%; O=32%. (Massas atômicas:
Mg=24; Fe=56;O=16) Determinar a fórmula mínima
da ferrita.
2) 1,95 g de composto encerra 1,15g de sódio e
0,80 g de oxigênio. Qual é a sua fórmula mínima?
20. 4. CÁLCULO DA FÓRMULA
MOLECULAR
Exemplo: Uma substância de massa molecular 180
encerra 40,00% de carbono, 6,72% de hidrogênio e
53,58% de oxigênio. Pede-se a fórmula molecular.
(Massas Atômicas= H=1; C=12; O=16 – n= Massa
Molecular/Massa da fórmula mínima).
21. 4. CÁLCULO DIRETO DA
FÓRMULA MOLECULAR
Exemplo: Uma substância de massa molecular 180
encerra 40,00% de carbono, 6,72% de hidrogênio e
53,58% de oxigênio. Pede-se a fórmula molecular.
(Massas Atômicas= H=1; C=12; O=16).
22. EXERCÍCIOS
1) (FUVEST) Determinar a fórmula molecular de um
óxido de fósforo que apresenta 43,6% de fósforo,
56,4% de oxigênio (% em massa) e massa molecular
284. (Massas atômicas: P=31; O=16).
2) (CESGRANRIO) Qual é a massa atômica de X, se
46,5 g do composto X3(PO4)2 contem 18 g de X?
23. EXERCÍCIOS - REVISÃO
1) (UFRRJ) Os sais de cobre são conhecidos por
apresentarem coloração azul, inclusive sendo
utilizados em misturas destinadas a tratamento de
água em piscinas. O sulfato cúprico penta-
hidratado apresenta uma percentagem de água
de aproximadamente: (Dados: Fórmula do Sulfato
de Cobre penta-hidratado: CuSO4 ∙ 5 H2O /
Cu=63,5; S=32; O=16; H=1).
24. EXERCÍCIOS - REVISÃO
2) (UEPB) Qual é o percentual de ferro e de
oxigênio, respectivamente, de uma amostra de
óxido de ferro que pesa 0,50 g, sabendo-se que a
sua análise determinou uma composição de 0,35 g
de ferro e 0,15 g de oxigênio?
3) (UFMS) Uma certa amostra de um composto
puro contém 9,81 g de zinco, 1,80 ∙ 1023 átomos de
cromo e 0,60 mol de átomos de oxigênio.
Considerando os dados fornecidos, é correto
afirmar que a sua fórmula unitária é:
25. EXERCÍCIOS - REVISÃO
4) (UESPI) Um composto de massa molar igual a 92
g/mol apresenta fórmula percentual N 30,43%O 69,57%.
Sua fórmula molecular é representada por: (Dados:
Massas atômicas: N=14; O=16).
26. EXERCÍCIOS - REVISÃO
5) (ITA-SP) Uma amostra de 1,222 g de cloreto de
bário hidratado (BaCl2 ∙ n H2O) é aquecida até a
eliminação total da água de hidratação,
resultando em uma massa de 1,042 g. Com base
nas informações fornecidas e mostrando os
cálculos efetuados, determine:
A) O número de mols de BaCl2;
B) O Número de mols de água;
C) A Fórmula Molecular do sal hidratado.
27. EXERCÍCIOS - REVISÃO
6) (IFPEL-RS) A nicotina, uma das substâncias presentes no
cigarro , é considerada uma droga psicoativa, responsável
pela dependência do fumante. Além de estimular o Sistema
Nervoso Central, a nicotina altera o ritmo cardíaco e a
pressão sanguínea, sendo, por isso, o tabagismo incluído no
Código Internacional de Doenças (CID-10). Na fumaça de
um cigarro, podem existir até 6 mg de nicotina e, através de
pesquisas, descobriu-se que cada mg dessa substância
contém aproximadamente 74,1% de C; 8,6 % de H e 17,2% de
N. Com base no texto e nos seus conhecimentos:
A) Sabendo que a massa molecular da nicotina é 162 g/mol
represente sua fórmula molecular;
B) Calcular a massa, em gramas, de 1 molécula de nicotina.
28. EXERCÍCIOS - REVISÃO
7) (FATEC-SP) Eugenol, o componente ativo do
óleo do cravo-da-Índia, tem massa molecular
164g/mol e fórmula empírica C5H6O. A
Porcentagem em massa de carbono no Eugenol é
aproximadamente: (Dados H=1; C=12; O=16)
29. EXERCÍCIOS - REVISÃO
8) (UFU-MG) Um óxido de nitrogênio foi analisado e
apresentou as seguintes percentagens em massa:
25,9 % de nitrogênio e 74,1% de oxigênio. Tendo em
vista as informações acima, faça o que se pede:
A) Dê a fórmula empírica desse composto
demostrando os cálculos utilizados;
30. ESTEQUIOMETRIA
É o cálculo das quantidades dos reagentes e/ou
produtos das Reações Químicas feitas com base
nas Leis das Reações e executado, em geral, com
o auxílio de equações químicas correspondentes.
Regras Fundamentais
Escrever a Equação Balanceada;
Balancear os coeficientes da Equação;
Estabelecer uma Regra de Três entre os dados e
problema.
31. CASOS GERAIS
1ª) Quando o dado e a pergunta são
expressos em massa
Exemplo:
Calcular a massa de Óxido Cúprico a partir de
2,54 g de Cobre Metálico. (Dados: Massas
Atômicas: O=16g/mol – Cu=63,5g/mol.)
32. EXERCÍCIOS
1) (UFRGS) A combustão completa da glicose
C6H12O6, é responsável pelo fornecimento de
energia ao organismo humano. Na combustão de
1 mol de glicose, o número de gramas de água
formado é igual a? (Dados: C=12g/mol - H=1g/mol
- O=16g/mol).
C6H12O6 + O2 → CO2 + H2O
33. EXERCÍCIOS
2) (UFPE) O superóxido de potássio, KO2, é utilizado
em equipamentos de respiração em sistemas
fechados para remover o dióxido de carbono e a
água do ar exalado. A remoção da água gera
oxigênio para a respiração pela reação:
4 KO2 + 2 H2O → 3 O2 + 4 KOH
O hidróxido de potássio remove o dióxido de
carbono do equipamento pela reação:
KOH + CO2 → KHCO3
Determine a massa do superóxido de potássio necessária
para gerar 20 g de O2. (Dados: K=39; H=1; O=16).
34. CASOS GERAIS
2º) Quando o dado e a pergunta são expressos
em mol
Exemplo: As reações de neutralizações ácido-base
são muito importantes na Química. Qual é a
quantidade em mols de NaOH necessária à
completa neutralização de 5 mols de H2SO4?
H2SO4 + NaOH → Na2SO4 + H2O
35. EXERCÍCIOS
1) (UFF-RJ) Determine quantos mols de HCl são
produzidos na reação de 0,43 mol de fosgênio
(COCl2) com a água conforme a reação:
COCl2 + H2O → CO2 + 2 HCl
2) (PUC-RS) Da hidrólise do carbureto de cálcio, de
fórmula CaC2, obtém-se o etino (C2H2) e o
hidróxido de cálcio. O número de mols de água
necessários para consumir, totalmente, 2 mols de
carbureto é:
CaC2 + H2O → C2H2 + 2 Ca(OH)2
36. CASOS GERAIS
3ª) Relação entre quantidade em mols, massas,
moléculas, fórmulas e átomos
Exemplo: O gás cloro é produzido industrialmente a
partir do cloreto de sódio. Em laboratório, contudo,
quando é necessária pequena quantidade desse
gás, pode-se obtê-lo pela reação entre o dióxido de
manganês e o ácido clorídrico, conforme a reação
a seguir: MnO2 + 4 HCl → MnCl2 + 2 H2O + Cl2
Nessa reação deseja-se utilizar 29 g de dióxido de
manganês. A) Quantos mols de HCl são necessários;
B) Quantas moléculas de cloro serão produzidas.
37. EXERCÍCIOS
1) (UFES) O número de moléculas de NO formadas,
juntamente com a água, na reação da amônia
(NH3) com 3,60 ∙ 1021 moléculas de oxigênio (O2) é:
NH3 + O2 → NO + H2O
2) (UFRGS-RS) Os clorofluorcarbonos (CFCs) sofrem
decomposição nas altas camadas da atmosfera,
originando átomos de cloro, os quais atacam
moléculas de ozônio (O3), produzindo oxigênio.
Supondo que 1 mol de ozônio seja totalmente
transformado em moléculas de oxigênio, o
números de moléculas produzidas é:
38. CASOS GERAIS
4ª) Lei Volumétrica de Gay – Lussac
VOLUME MOLAR = 22,4 L nas CNTP
Exemplo: Seja a reação abaixo, na qual todos os
gases se encontram nas mesmas condições de
temperatura e pressão:
2 H2(g) + 1 O2 (g) → 2 H2O(v)
Calcule o volume da mistura (H2(g) + O2 (g)) necessária
para produzir 400 mL de água (v).
39. EXERCÍCIOS
1) O ozônio (O3) pode ser totalmente decomposto,
formando como único produto oxigênio molecular
(O2). Quando 30 L de ozônio gasoso ( à pressão P e
temperatura T) se decompõem, qual o volume de
O2 medido a pressão e temperaturas constantes?