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domingo, 24 de abril de 2016

4. Química Geral: Mol e Massa Molar

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Os átomos, elétrons, moléculas e íons, são entidades muito pequenas, que não podem ser vistas a olho nu, mesmo nos dias atuais, levando em conta a massa atômica dos átomos, pesar um átomo não é uma uma tarefa fácil, para imaginar, considere que uma unidade de massa atômica (u) corresponde a 1/12 (doze avos) da massa de um carbono -12, conforme a figura A.

Figura A. Unidades de massa atômica


Por isso, procurou-se definir uma quantidade que pudesse ser pesada e dada em gramas, a milésima parte do quilo. Por isso, passou-se a considerar uma quantidade de átomos que representasse em gramas o mesmo valor da massa atômica. 

Conceitualmente, definimos mol  como sendo a quantidade de matéria de um sistema que contém tantas entidades elementares quanto são os átomos contidos em 0,012 quilogramas de carbono 12.

Consideremos o esquema da figura B, 1 átomo de cálcio tem massa atômica de 40u, então, para o cálcio, a grandeza que se buscava deveria ter uma quantidade de átomos que ao ser pesada fornecesse 40 gramas.


Figura B. Relação de unidade de massa atômica com n° de mols.

O número de entidades elementares contidas em 1mol correspondem à constante de Avogadro, cujo
valor é 6,02 x 1023 mol-1. Sendo assim ficou definido que 1 mol de átomos é igual a 6,02 x 10^23 , e 1 mol contém 12 gramas (equivalente ao 12C).1 mol = 6,02 x 1023 = 12 gramas.

Portanto, em 1 mol de qualquer entidade (átomos, moléculas, elétrons, fórmulas ou íons) está contido exatamente o valor da constante de Avogadro.

Vejamos como calculamos a quantidade de átomos presente em 50 gramas de sódio (Na), lembrando que a massa atômica do sódio é igual a 23 gramas.

Então: 1 Mol Na = 23g de Na = 6,02.10^23

Se 23g Na ----------> 6,02.10^23 átomos Na
     50g Na ---------->  X

X = (50 . 6,02.10^23) = 13,08.10^23 átomos
                  23

Portanto, em 50g de sódio temos 13,08.10^23 átomos.

Se tivermos que determinar a quantidade de átomos de uma molécula, devemos calcular a Massa Molecular (MM), que é a soma das massas atômicas que compõe a molécula. Vejamos o exemplo com o ácido sulfídrico (H2S).

Considerando que a unidade por massa atômica do Hidrogênio (H) é igual a 1u.m.a e a do enxofre (S) é igual a 32,1, então:

MM H2S = 2.1 + 32,1.1 = 34,1

Assim 34,1g/mol H2S = 1 mol de moléculas de H2S = 6,02.10^23 moléculas.


Assista a seguir a vídeo-aula da UNIVESP que serviu como referência para a criação desta postagem. 




REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS

Aula 4. Disciplina de Química Geral. UNIVESP, 2016. Disponível em: https://youtu.be/Bsykg-Yaxx0

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3. Química Geral: A matéria não é contínua

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Os gregos acreditavam que os átomos eram contínuos, mais tarde os cientistas identificaram que isso não é verdade, que os átomos não eram constituídos de uma massa sólida, mas eram constítuídos de elétrons, prótons e nêutrons.

Em 1808 Jhon Dalton propôs uma teoria que hoje é conhecida como "Teoria Atômica de Dalton" em que o cientista afirmou que os átomos são as menores partículas que constituem a matéria, e que eles não podem ser divididos e nem transformados em outros átomos. E que elementos químicos são um conjunto de átomos que são quimicamente iguais, por isso, os átomos de um elemento químico possuem a mesma massa, o mesmo tamanho e as mesmas propriedades. Afirmou também que diferentes elementos químicos possuem propriedades, massas e tamanhos diferentes.

Os elementos químicos são representados por letras, e na parte superior é indicada a massa do átomos  que constitui o elemento, e na parte inferior é o número atômico específico.

Dimitri Mendeleev foi um químico russo, que em 1869, divulgou para a comunidade cientifica o que hoje conhecemos como Tabela Periódica, na qual ele classificou os elementos em filas horizontais de acordo com as massas atômicas crescentes, e as colunas verticais com elementos de propriedades semelhantes.

Quando os átomos se ligam por meio de ligações covalentes, eles dão origem às moléculas, e quando átomos se ligam por meio de interação eletrostática dão origem a composto iônicos.

As fórmulas químicas representam o número e o tipo de átomos que constituem uma molécula, enquanto que as fórmulas estruturais fazem uma representação detalhada de como os átomos de uma molécula estão ligados entre si. 

Figura 1. Exemplos de fórmulas química, eletrônica e estrutural


Assista a seguir a vídeo-aula da UNIVESP que serviu como referência para a criação desta postagem.





REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICA

Vídeo-aula 3. Disciplina de Química Geral. UNIVESP, 2016. Disponível em: https://youtu.be/xibiSjeRX9Y


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2. Química Geral: Matéria e Energia

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O que é matéria?
Ao se deparar com esta pergunta a maioria das pessoas costumam responder de forma genérica que matéria é tudo o que existe, esta generalização não é correta, pois, não considera as propriedades químicas da matéria.

Quimicamente falando podemos definir matéria como sendo tudo aquilo que possui massa e ocupa um volume no espaço, e considerando as propriedades químicas da matéria, podemos dividi-las em dois grupos:
  • Substância pura: que é formada exclusivamente por partículas quimicamente iguais.
  • Mistura: que é um sistema formado por duas ou mais substâncias puras, que também podem ser chamados de componentes. A misturas são classificadas em homogêneas quando possuem uma única fase, e heterogênea quando possuem duas ou mais fases. Podemos definir a fase como cada porção visual de aspecto uniforme.
Figura 1. Substância pura e mistura homogêneas (uma fase)

Figura 2. Substância pura e Mistura heterogêneas 


Estados da Matéria

A matéria é encontrada em três estados físicos, o que determina o estado físico da matéria é a força de coesão que faz com que as moléculas se aproximem uma das outras, e também a força de repulsão que faz com que as moléculas se afastem umas das outras.

Os estados físicos no qual a matéria é encontrada são:
  • Sólido: quando as moléculas estão muito próximas, possuem forma e volume fixos não sofrendo com forças de compressão. Neste caso, as forças predominantes são de coesão/atração.
  • Líquido: quando as moléculas estão mais afastadas devidos as forças de repulsão, mas ainda possuem atuantes as forças de coesão mantendo as moléculas próximas. Neste estado, a forma é variada, mas o volume é constante, outra característica é que assumem a forma do recipiente que a contém. 
  • Gasoso: quando as moléculas estão em movimento maior em relação aos estados sólido e líquido, e afastam-se uma das outras. Neste estado não há forma definida e o volume não é constante, assim como o liquido o gás assume a forma do recipiente que o contém, já o volume se modifica em função da pressão, podendo aumentar ou diminuir com a compressão e descompressão.

É importante destacar que o volume, a densidade e a forma do composto variam em função da temperatura. 

Figura 3. Estados físicos e suas representações moleculares.


Propriedades gerais da matéria

As propriedades da matéria são de natureza física, que podem ser determinadas sem a alteração da essencial da substância, ou de natureza química quando a substância se modifica em função da interação com outra forma de matéria, como é o caso da gasolina que possui o estado físico e a composição química alteradas quando em contato com o fogo. Massa e volume são propriedades físicas da matéria que podem ser medidas.


Figura 4. Massa e volume

Uma vez conhecido a massa e o volume da matéria, é possível determinar sua densidade (massa específica). A densidade é a relação massa e o volume do material (em qualquer estado físico), pode ser calculado com a fórmula: Densidade = Massa / Volume  , ou então, medido com o auxilio de uma balança e uma proveta graduada ou picnômetro.


Energia

A maioria das pessoas tem mais dificuldade para entender o conceito de energia, pois, ela não tem peso e só pode ser medida quando está sofrendo algum tipo de transformação, ou está sendo liberada/absorvida. Energia é definida como a capacidade de realizar trabalho.

Existem dois tipos de energia:
  • Energia Potencial: que é aquela armazenada em um sistema físico e tem a capacidade de ser transformada em energia cinética. Exemplos: ao suspender uma bola ela possui uma energia potencial, ao soltar esta bola ela desenvolve a energia cinética; Ao efetuar a queima de um combustível o carro se movimenta; Uma represa de água possui energia potencial que ao ser transformada em energia cinética move turbinas que produzem energia elétrica.
  • Energia Cinética: que está relacionada ao movimento de um corpo, que ao se movimentar realiza trabalho.

Assista a seguir a vídeo aula da UNIVESP que serviu como referência para a criação desta postagem. 






REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS

Vídeo-aula 2. Disciplina de Química Geral. UNIVESP, 2016. Disponível em: https://youtu.be/5Ehh_XJs4Gc


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1. Química Geral: introdução

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Conforme mostra a ilustração na figura 1, existem três modos/níveis de compreendermos a química, são eles:

Figura 1. Níveis de estudo da química.

  • Macroscópico: que é o nível que enxergamos e podemos palpar, também chamado de Fenomenológico.
  • Submicroscópico: que é o nível que não enxergamos porque ocorrem em região microscópica em nível atômico ou molecular, por isso, exigem o uso de conceitos para sua compreensão, por este motivo esse nível de estudo também é chamado de Teórico. 
  • Simbólico: a parte simbólica da química está relacionada linguagem utilizada para a representação de conceitos e fundamentos que nos permitem relacionar aquilo que enxergamos e tocamos, com aquilo que não enxergamos, ou seja, os níveis macroscópicos e submicroscópico.

Os modelos são proposições que nos auxiliam a compreender os fenômenos através de representações, abaixo, na figura 2, a evolução dos modelos atômicos.

Figura 2. Evolução dos modelos atômicos propostos em diferentes épocas


A seguir assista a vídeo-aula da UNIVESP que serviu como referência para a elaboração desta postagem.





Referências bibliográficas
  • Vídeo-aula 1. Disciplina de Química Geral. UNIVESP, 2016. Disponível em: https://youtu.be/nPAAD60Sup8

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