Roteiro Para os 1ºs A e B de Química
Roteiro de Atividades
Professor: Elisabete Gomes de Medeiros |
Área do conhecimento: Ciências da Natureza e suas Tecnologias |
Disciplina: Química |
Séries: 1ºs anos A e B Unidade Temática:
Habilidade Prioritária:
Número de aulas a que equivalem: 4 aulas Competências da BNCC: Analisar fenômenos naturais e processos tecnológicos, com base nas relações entre matéria e energia, para propor ações individuais e coletivas que aperfeiçoem processos produtivos, minimizem impactos socioambientais e melhorem as condições de vida em âmbito local, regional e/ou global. |
Vídeos explicativos para melhor entendimento do assunto:
https://www.youtube.com/watch?v=gxqXAXYZJ0I (Vídeo aula do dia 17/08 do CMSP)
https://www.youtube.com/watch?v=K8dnVpaqiQ4 (Vídeo aula do dia 31/08 do CMSP)
https://www.youtube.com/watch?v=qjjpmI2MTfA&t=316s (Vídeo sobre Balanceamento)
https://www.youtube.com/watch?v=z959zZSDb6Q (Vídeo sobre Balanceamento)
https://www.youtube.com/watch?v=sPTmpWqfb7s (Vídeo sobre Tabela Periódica)
https://www.youtube.com/watch?v=99b6_HneB64 (Vídeo sobre Tabela Periódica)
Observação: Na apostila (Caderno do aluno) esse assunto sobre Sexualidade e Saúde, começa na página 34.
Atividade a ser realizada: (link abaixo para responder as questões)
http://gg.gg/m2vex (Caso não seja encaminhado diretamente para o formulário, basta digitar este link no Google).
Referências:
https://www.youtube.com/watch?v=gxqXAXYZJ0I (Vídeo aula do dia 17/08 do CMSP)
https://www.youtube.com/watch?v=K8dnVpaqiQ4 (Vídeo aula do dia 31/08 do CMSP)
https://www.youtube.com/watch?v=qjjpmI2MTfA&t=316s (Vídeo sobre Balanceamento)
https://www.youtube.com/watch?v=z959zZSDb6Q (Vídeo sobre Balanceamento)
https://www.youtube.com/watch?v=sPTmpWqfb7s (Vídeo sobre Tabela Periódica)
https://www.youtube.com/watch?v=99b6_HneB64 (Vídeo sobre Tabela Periódica)
Balanceamento de equações químicas
O balanceamento de equações químicas é o recurso utilizado para igualar a quantidade dos átomos dos elementos nos reagentes e nos produtos.
O balanceamento de equações químicas é um recurso muito utilizado na Química, principalmente em Estequiometria, Termoquímica, Cinética Química e Mistura de Soluções. Por intermédio do balanceamento, temos uma noção sobre a quantidade de matéria de cada um dos componentes da equação.
De forma prática, realizar o balanceamento de uma equação química é igualar a quantidade dos átomos dos elementos presentes nos reagentes com a quantidade desses mesmos átomos dos elementos presentes nos produtos.
O recurso que utilizamos para realizar o balanceamento de uma equação química é a utilização de números inteiros, denominados de coeficientes, posicionados sempre à esquerda da fórmula da substância, seja ela do produto, seja do reagente. Convencionalmente, sempre utilizamos os menores números inteiros possíveis. Veja a representação a seguir:
aA + bB → cC
As letras a, b e c representam os números (coeficientes) que tornam a equação balanceada.
Como o balanceamento de equações é feito sempre por tentativa, não existem regras específicas que nos ajudem. Todavia, algumas orientações podem ser úteis.
Orientações para o balanceamento de equações
Sempre iniciar o balanceamento pela maior fórmula. Entende-se como maior fórmula aquela que apresenta a maior quantidade de átomos. Por exemplo, na fórmula da água (H2O), temos a presença de três átomos;
Colocar o coeficiente 1 na maior fórmula encontrada;
Observar a quantidade de átomos de um elemento específico nessa fórmula utilizada como ponto de partida e posicionar o coeficiente que deixa a mesma quantidade dele no produto;
Todo coeficiente multiplica todas as quantidades de átomos presentes na fórmula.
Exemplos de balanceamento
A) C2H6O + O2 → CO2 + H2O
A maior fórmula é o C2H6O (possui nove átomos). Por isso, ela recebe o coeficiente 1.
1 C2H6O + O2 → CO2 + H2O
Assim, concluímos que ela possui dois átomos de carbono (multiplicamos a quantidade 2 da fórmula pelo coeficiente). Agora, para igualar a quantidade de átomos de carbono no reagente e no produto, colocamos o coeficiente 2 na fórmula onde o carbono aparece no produto.
1 C2H6O + 2 O2 → 2 CO2 + H2O
Depois, voltamos à fórmula inicial e observamos que nela o hidrogênio apresenta seis átomos (6 vezes 1). Por isso, nos produtos, na fórmula onde está o hidrogênio, colocamos o coeficiente 3, porque 3 vezes 2 resulta em 6.
1 C2H6O + O2 → 2 CO2 + 3 H2O
Observação: Não foi analisado o oxigênio anteriormente porque ele aparece em mais de uma fórmula no produto e no reagente. Sempre que isso acontecer, ele ficará por último. Isso também pode acontecer com outro elemento.
Para finalizar, falta o coeficiente no O2. Vamos tomar como referência a quantidade do oxigênio no produto porque todas as fórmulas possuem coeficiente. No produto, há sete átomos de oxigênio (2.2 + 3.1), logo, deve haver sete no reagente. É visível que já existe um átomo na fórmula do C2H6O; assim, basta colocar o coeficiente 3 (3 vezes o 2 do O2 resultará em 6 átomos). Somando os seis átomos com 1 do 1 C2H6O, teremos os sete.
1 C2H6O + 3 O2 → 2 CO2 + 3 H2O
B) Na2CO3 + HCl → NaCl + H2O + CO2
A maior fórmula é o Na2CO3 por ter seis átomos. Por isso, ela recebe o coeficiente 1.
1 Na2CO3 + HCl → NaCl + H2O + CO2
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Analisando a equação, percebemos que ela apresenta dois átomos de sódio (multiplicamos a quantidade 2 da fórmula pelo coeficiente). Assim, vamos até a fórmula em que o sódio aparece no produto (NaCl) e colocamos o coeficiente 2, haja vista que 2 vezes o número de átomos na fórmula igualará a quantidade de átomos de sódio no reagente e no produto.
1 Na2CO3 + HCl → 2 NaCl + H2O + CO2
Ainda analisando a primeira fórmula, vemos que ela tem um átomo de carbono, que é exatamente a quantidade de carbono na fórmula do produto. Assim, a fórmula do produto recebe o coeficiente 1.
1 Na2CO3 + HCl → 2 NaCl + H2O + 1 CO2
Nessa reação, temos oxigênio no reagente apenas na fórmula em que foi iniciado o balanceamento. Nessa fórmula, há 3 oxigênios (vezes 1 do coeficiente). Por isso, nesse exemplo, podemos trabalhar com o oxigênio antes de terminar o balanceamento. Como no produto temos 2 oxigênios no CO2 e 1 no H2O, o H2O deverá receber obrigatoriamente o coeficiente 1.
1 Na2CO3 + HCl → 2 NaCl + 1 H2O + 1 CO2
Para finalizar, vamos colocar o coeficiente 2 na frente do HCl para igualar as quantidades nos produtos e reagentes.
1 Na2CO3 + 2 HCl → 2 NaCl + 1 H2O + 1 CO2
C) Fe2(CO3)3 + H2SO4 → Fe2(SO4)3 + H2O + CO2
A maior fórmula é o Fe2(CO3)3 por ter 14 átomos. Por isso, ela recebe o coeficiente 1.
1 Fe2(CO3)3 + H2SO4 → Fe2(SO4)3 + H2O + CO2
Como há dois átomos de ferro (2.1), na fórmula em que há o ferro no produto, colocamos o coeficiente 1, pois nela já existem dois átomos desse elemento.
1 Fe2(CO3)3 + H2SO4 → 1 Fe2(SO4)3 + H2O + CO2
Retornando à fórmula inicial, vemos que ela possui três átomos de carbono (3.1.1, respectivamente 3 dos parênteses, 1 da fórmula e 1 do coeficiente). Assim, na fórmula em que há o carbono no produto, colocamos o coeficiente 3, pois nela há apenas 1 átomo de carbono.
1 Fe2(CO3)3 + H2SO4 → 1 Fe2(SO4)3 + H2O + 3 CO2
O próximo a ser observado é o enxofre (S), pois o oxigênio aparece em várias fórmulas, e a fórmula em que o enxofre está no produto já recebeu o coeficiente 1. Nessa fórmula, observamos que existem três átomos de enxofre (3.1.1, respectivamente 3 dos parênteses, 1 da fórmula e 1 do coeficiente), assim, na fórmula em que esse elemento está no reagente, colocamos o coeficiente 3.
1 Fe2(CO3)3 + 3 H2SO4 → 1 Fe2(SO4)3 + H2O + 3 CO2
Para finalizar, basta colocar o coeficiente 3 no H2O para que a quantidade de hidrogênio se iguale com a do reagente (seis átomos - 3.2).
1 Fe2(CO3)3 + 3 H2SO4 → 1 Fe2(SO4)3 + 3 H2O + 3 CO2
Observação: Se o coeficiente 1 não for o ideal para iniciar o balanceamento, poderá ser utilizado qualquer outro número. Vale ressaltar que números fracionários também podem ser utilizados como coeficientes caso haja necessidade.
D) C + O2 → CO
Para balancear a equação, basta posicionarmos o coeficiente ½ no O2, pois ½ vezes 2 é igual a 1 (que é a quantidade do produto).
C + 1 O2 → CO2
Por Me. Diogo Lopes Dias
Massa molecular
A massa molecular corresponde à soma das massas atômicas dos elementos que constituem a molécula de uma substância.
“Massa molecular” é um termo usado exatamente para referir-se à massa de uma molécula, ou seja, de espécies químicas eletricamente neutras em que os átomos estão ligados por meio de ligações covalentes (com compartilhamento de elétrons). No entanto, esse termo muitas vezes é usado também para referir-se à massa de fórmulas unitárias de espécies formadas por meio de ligações iônicas (com transferência definitiva de elétrons). Nesses casos, porém, o mais correto é usar o termo “massa-fórmula” no lugar de “massa molecular”.
Em ambos os casos, trata-se da soma das massas atômicas dos elementos que compõem a espécie química.
Por exemplo, a massa molecular da molécula de monóxido de carbono (CO) é obtida somando-se a massa atômica de um carbono com a massa atômica de um oxigênio.
Mas o que é a massa atômica?
O texto Massa Atômica explica que essa grandeza é determinada experimentalmente e ela corresponde à massa do átomo comparada com um doze avos (1/12) da massa de um átomo de carbono 12, e a unidade adotada é o “u” (unidade de massa atômica).
Convencionou-se que 1/12 da massa de 1 átomo de carbono doze é igual a 1 u (1,66 . 10-24 g). Assim, quando dizemos que a massa atômica do oxigênio é 16 u, isso quer dizer que sua massa é 16 vezes maior que 1/12 da massa do 12C.
Portanto, a massa molecular também indica quantas vezes a massa da espécie química é maior que 1/12 da massa do isótopo do carbono-12.
Visto que a massa atômica dos elementos é determinada experimentalmente, ela aparece na Tabela Periódica para cada elemento químico, como mostrado na figura a seguir:
Massa atômica do elemento neônio
Assim, basta consultar a Tabela Periódica quando quisermos calcular a massa molecular de alguma substância.
Por exemplo, no caso da molécula de CO, sua massa molecular é igual a:
MM (CO) = (massa atômica do C) + (massa atômica do O)
MM (CO) = (12 + 16) u
MM (CO) = 28 u
Geralmente, para cálculos estequiométricos, utiliza-se a unidade em gramas. Assim, temos que a massa molecular do CO pode ser dada por 28 g/mol.
Bem fácil, não é mesmo?!
Mas se a molécula possui mais de um átomo de cada elemento, é necessário multiplicar a massa atômica de tal elemento pela quantidade de átomos que aparecem na fórmula. Veja alguns exemplos:
MM (H2O) = (2 . 1 u) + (16 u)
M (H2O) = 18 u
MM(H2SO4) = (2 . 1 u) (32 u) + (4 . 16 u)
M (H2SO4) = 98 u
MM (C2H6)= (2 . 12) + (6 . 1)
MM (C2H6)= 30 u
MM (C12H22O11)= (12 . 12) + (22 . 1) + (11 . 16)
MM (C12H22O11)= 342 u
Veja como isso é feito para uma fórmula que possui parênteses, lembrando que o índice vale para todos os elementos que estão dentro dos parênteses. Os elementos devem ser multiplicados pelos seus respectivos índices:
MM (Al2(SO4)3) = Temos 2 Al, 3 S (porque o índice fora dos parênteses vale para ele também) e 12 O (porque multiplicamos os índices de fora dos parênteses pelo índice de dentro (4 . 3))
MM (Al2(SO4)3) = (2 . 27) + (3 . 32) + (12 .16)
MM (Al2(SO4)3) = 54 +96 + 192
MM (Al2(SO4)3 ) = 342 u
No caso de moléculas hidratadas, calcula-se separadamente a massa molecular da molécula e da água para depois somá-las, levando em consideração a quantidade de moléculas de água. Veja como isso é feito:
MM (CuSO4 . 5 H2O) = Cu S O4 . 5 H2O
MM (CuSO4 . 5 H2O) = (1 . 63,5) + (1 . 32) + (4.16) + 5 (1 . 2 + 1 . 16)
MM (CuSO4 . 5 H2O) = (63,5 + 32 + 64) + (5 . 18)
MM (CuSO4 . 5 H2O) = 159,5 + 90
MM (CuSO4 . 5 H2O) = 249,5 u
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