Resumo Grandezas Quimicas - Resumo para Enem

GRANDEZAS QUÍMICAS E RELAÇÕES MÁSSICAS MÓDULOS CONTEMPLADOS\nCFGQ - Introdução às Grandezas Químicas\nFMOA - Fórmulas Químicas\nGQEX - Exercícios de Grandezas Químicas e Relações Mássicas\nCURSO\nDISCIPLINA\nCAPÍTULO\nPROFESSORES\nUMBERT KOBER E VICTORIA ZAGNA GRANDEZAS QUÍMICAS E RELAÇÕES MÁSSICAS\nOlá, olá, olá!! Mesalvianos e Mesalvianas de todo o universo!\nVamos estudar agora uma coisa que assusta muita gente, mas que não é um bicho de 7 cabeças.\nEntão.... por que cálculos na Química são importantes? Por uma razão muito simples. Quando preparamos uma refeição precisamos saber para quantas pessoas, certo? Assim usaremos uma quantidade definida para que não falte comida para ninguém e também para que não sobre e seja desperdiçada.\nEssa é uma analogia do que se faz em um laboratório, pois devemos saber qual é a quantidade de reagentes que devemos usar para produzir um produto. Para isso devemos fazer alguns cálculos e precisamos saber algumas grandezas e unidades químicas.\nVamos iniciar pelo básico.\nMASSA ATÔMICA\nA massa de um átomo é muito pequena e, para facilitar seu entendimento, foi adotado um padrão para sua medida. Mas o que é um padrão? Padrão é uma referência de medida. Por exemplo: a gente usa o padrão quilo para massa; assim, se uma bailarina tem 55kg, significa que a massa dessa bailarina é 55 vezes maior que o padrão quilo.\n\nTemos diversos padrões. Por exemplo: usamos a tonelada para pesar um avião; usamos uma quantidade em 'gramas' de sal de cozinha para temperar a nossa salada, pois não teria sentido usar o padrão quilo para coisas de dimensões tão distintas.\n\nMÁS QUAL SERIA O Padrão adequado para medir a massa de um átomo?\n\nEm um primeiro momento, os químicos escolheram o hidrogênio como padrão e deram a ele o valor de massa igual a 1; mas, com o passar do tempo, descobriu-se que o hidrogênio tem 3 isótopos com massas diferentes e se observou que esses não eram um bom padrão. Então foi necessário escolher um padrão utilizando um elemento com um isótopo específico. Estabeleceu-se como padrão um doze avos do carbono isótopo 12 e, a partir dele, se estabeleceu a MASSA ATÔMICA (MA)\n\nENTÃO:\n\nA MASSA ATÔMICA (MA) indica quantas vezes a massa se um átomo é maior que 1/12 avos da massa de carbono isótopo 12.\n\nMaluc? Não....\n\nImagina que o carbono é uma laranja com doze gomos. OK? Então a unidade de massa seria 1 gomo.\nO elemento químico hélio, por exemplo, tem a massa equivalente a dois gomos.\nFicou claro??? Então, se eu digo que a massa do oxigênio é 16, significa que ela é 16 vezes maior que 1/12 da massa de carbono isótopo 12 (pela analogia, a massa equivale a 16 gomos da laranja).\n\nMASSA ATÔMICA RELATIVA\n\nComo você já viu anteriormente, os elementos químicos podem ter diferentes massas atômicas entre seus isótopos e todas devem ser consideradas no cálculo da massa atômica do elemento.\n\nVamos usar o cloro como exemplo, uma vez que não existe somente um isótopo desse elemento químico na natureza.\n\nMas no isso interfere na sua vida?\n\nNa tabela periódica teremos as massas dos elementos químicos baseadas nas médias de abundância dos isótopos presentes na natureza.\n\nE como se chega a esses valores?\n\nTomamos como exemplo o elemento químico cloro. A abundância do cloro com massa 34,97u na terra é de 75,77% de todo o cloro encontrado no planeta; e do seu isótopo de massa 36,96u é de 24,23%. Então, de um modo muito simples, se calcula a massa média dos átomos de cloro.\n\nCl = 35,45u\n\nSimples, certo?\n\nAgora você já sabe como são calculados os valores das massas atômicas indicados na sua tabela periódica.\n\nUm valor médio que considera todos os isótopos de um elemento químico. MASSA MOLECULAR (MM)\n\nAs moléculas são formadas por átomos unidos através de ligações químicas, de maneira que a massa molecular é a soma das massas dos átomos desta molécula.\n\nVamos ver o caso da água H2O.\n\nA massa atômica (MA) do H é 1u e a massa atômica (MA) do O é 16u.\n\nSe....\n\nSomarmos a massa dos dois átomos de H e do átomo de O, teremos a massa molecular (MM) de 18u.\nEsta é molezinha de entender.\n\nO NUMERO DE AVOGADRO\n\nAMADEU AVOGADRO, um guri pra lá de interessantes, cujo número precisamos.\n\nMas antes de anotar o número, vamos entender o que ele significa e por que é importante.\n\nAvogadro observou que existe uma relação muito importante entre a massa atômica e o número de átomos.\n\nPara entender melhor, o átomo A tem 1g e o átomo B tem 2g. Observe a figura: Se as bolinhas A e B mantiverem a mesma proporção de suas massas, teremos:\nPara cada 10g de bolinha A teremos 20g de bolinha B (proporção 1:2), logo teremos 10 bolinhas A e 10 bolinhas B.\nPara cada 1kg de bolinha A teremos, proporcionalmente, 2kg de bolinha B, logo teremos 1000 bolinhas A e 1000 bolinhas B.\nAvogadro percebeu que esse raciocínio poderia ser aplicado também a qualquer elemento químico, pois o número de átomos que cada massa irá conter será sempre proporcional.\nConsidere o exemplo:\nMassa Atômica de 1 átomo\tMassa Atômica em gramas para X átomos\nCarbono\t12\t12g\nHidrogênio\t1\t1g\nOxigênio\t16\t16g\nAvogadro tentou estabelecer em gramas a quantidade de átomos presentes, porém nunca conseguiu descobrir. Mais tarde, experiências estabeleceram o valor de 6,023X10^23 e a esse número foi dado o nome de Número de Avogadro, em sua homenagem. MOL E QUANTIDADE DE MATÉRIA\nAntes de entrarmos no conceito de mol, devemos entender que ele expressa uma quantidade.\nVocê deve pensar:\n1 par de átomos\t2 átomos\n1 dezena de átomos\t10 átomos\n1 dúzia de átomos\t12 átomos\n1 centena de átomos\t100 átomos\n1 milhar de átomos\t1000 átomos\n1 mol de átomos\t6,02 X 10^23 átomos\nEsse é o conceito de MOL!!!\nMOL indica a quantidade de alguma coisa, da mesma forma que a dúzia ou a dezena.\nSe você tiver a quantidade de 602.000.000.000.000.000.000.000 átomos, você tem 1 mol de átomos.\nComo se lê esse número?????? Seiscentos e dois sextilhões de átomos.\nAgora já podemos estabelecer uma relação muito importante para estudar Química.\nVamos usar a água como exemplo, cuja massa molar é igual a 18g/mol.\n18g de H2O\t1 mol de moléculas de H2O\n\t\t6,02X10^23 moléculas de H2O\nmesalva.com\nTodos os direitos reservados © Me Salva! 2017 Sabendo esses conceitos, a gente pode fazer um cálculo bem bacana.\nQual a quantidade de moléculas de água que há em um copo cheio d’água?\nOlha que legal.\n1. Vamos imaginar que nosso copo é daqueles de extrato de tomate, que tem o volume de 180ml;\n2. A gente já sabe que a densidade da água é 1ml/g. Logo, 1ml é igual a 1 grama, então teremos 180g de água neste caso;\n3. Fórmula da água H2O: \nmassa do H = 1u, massa do O = 16u.\nSomando os 2 hidrogênios com o oxigênio temos o total de 18u atômicas;\n4. Seguindo a lógica de Avogadro, em 18g de água teremos 6,02X10^23 moléculas de água, ou seja, 1 mol de H2O.\nMas quantas moléculas teremos no nosso copo?\nSe:\n18g de água--------temos----6,02X10^23 moléculas de água\nEm 180g de água--------teremos------???????? moléculas de água\nO que a gente faz? Uma regra de três! 18g . X = 180g . 6,02X10^23 moléculas\nX = \nX = 6,02 X 10^24 moléculas\n\nViu só que fácil descobrir a quantidade de moléculas de água no copo que você toma!\n\nDetalhe importante: tem que ser água pura e pesada corretamente.\n\nVOLUME MOLAR\n\nJá estudamos anteriormente que o volume de sólidos e líquidos é constante, já que é uma propriedade destes estados da matéria, porém gases não têm seu volume constante; eles ocupam o volume do recipiente em que estão contidos. Assim, foi necessário definir um padrão para os gases.\n\nFoi estabelecido que o volume de um gás seria o valor obtido a uma temperatura e pressão padronizadas chamada de CTNP (condição normal de temperatura e pressão) onde a temperatura é de 0oC ou 273 K e a pressão de 1 atm. ou 760mmHg.\n\nQuando 1 mol de gás é submetido aos padrões CTNP, estes gases ocupam um volume médio de 22,41 litros.\n\nGás Fórmula Massa Molar Volume molar\n CTNP\nHélio He 4 g/ml 22,39 L\nHidrogênio H2 2 g/mol 22,41 L\nOxigênio O2 32 g/mol 22,39 L\n\nPara efeitos de cálculos, arredonda-se esse valor para 22,4L.