1. QUÍMICA WGG

2. ASPECTOS QUANTITATIVOS

3. QUÍMICA LEIS PONDERAIS RECEITA DE BRIGADEIRO 1 lata de leite condensado 1 colher de sopa de margarina sem sal 7 colheres de sopa de Nescau ou 4 colheres de sopa de chocolate em pó CASO SEU IRMÃO COMA MEIA LATA DE LEITE CONDENSADO, SUA MEDIDAS TEM QUE MUDAR ½ lata de leite condensado ½ colher de sopa de margarina sem sal 4 colheres de sopa de Nescau ou 2 colheres de sopa de chocolate em pó A SOMA DE TUDO ISSO DÁ 30 PORÇÕES

4. QUÍMICA LEIS PONDERAIS OU SEJA, É NECESSÁRIO HAVER UMA PROPORÇÃO EQUIVALENTE EM TODOS OS CASOS PARA QUE NÃO SEJA MUITO OU POUCO. É ASSIM TAMBÉM NA QUÍMICA, É NECESSÁRIO HAVER UMA PROPORÇÃO ENTRE REAGENTE E PRODUTO. E LEMBRE QUE NO BRIGADEIRO A SOMA DA QUANTIDADE DE MATERIAIS NEM SEMPRE É IGUAL AO FINAL. 1 lata + 1 margarina + 7 colheres  9 brigadeiros / 30 brigadeiros ENTÃO NÃO É SÓ PARA SOMAR, TEM QUE BALANCEAR A EQUAÇÃO PARA VER A QUANTIDADE DE MATERIAL FORMADO.

5. QUÍMICA LEI DE LAVOISIER CONSERVAÇÃO DA MASSA 2 H2 + 1 O2 2 H2O A FAMOSA FRASE DE LAVOISIER “NADA SE CRIA, NADA SE PERDE: TUDO SE TRANSFORMA” ENTRA NESSA SITUAÇÃO. A SOMA DA MASSA DE H2 + O2 É IGUAL A MASSA DE H2O H2 MASSA ATÔMICA = 1 u –> 2 u O2  MASSA ATÔMICA = 16 u –> 32 u H2O  SOMA DE TODAS = 18 u

6. QUÍMICA LEI DE PROUST PROPORÇÕES CONSTANTES H2 O2 H20 80 90 8 9 16 18 X 8 X 1,125 AS PROPORÇÕES SÃO SEMPRE CONSTANTES X 8 X 1,125 X 8 X 1,125 EXEMPLO: 46 g de sódio reagem com 32 g de oxigênio formando peróxido de sódio. Quantos gramas de sódio são necessários para obter 156 g de peróxido de sódio? Na + O2 ---> NaO2 46 Na ---> 78 NaO2 46 g + 32 g---> 78 g x ---> 156 x = 92 g

7. QUÍMICA LEI VOLUMÉTRICA SÓ PARA GASES Nas Leis Volumétricas, o espaço ou distância entre as moléculas é mais importante que o tamanho delas. 1 L de H2 + 1L de Cl2 2L de HCl 10 L de H2 + 5L de O2 10L de H2O

8. QUÍMICA LEI DE AVOGRADO SÓ PARA GASES Volumes iguais de gases diferentes possuem o mesmo número de moléculas desde que mantidos em mesmas condições. 1 LITRO TEM 3 MOLÉCULAS EM TODOS OS CASOS NÚMERO INVENTADO

9. QUÍMICA LEI DE AVOGRADO SÓ PARA GASES Exemplo: Amônia Nitrogênio Hidrogênio NH3 N2 H2 2 1 3 4 2 X 100 Y Z Quanto vale X, Y, Z? 1 --- 3 x= 6 4 --- 2 y= 50 2 -- -6 z=150 2 --- x 100 – y 50 --- Z

10. QUÍMICA O problema para contar átomos é que eles são pequenos demais para ser vistos e manipulados. Por isso não há um meio direito para contar átomos, ou seja, não podemos contar individualmente. Para que isso fosse possível, químicos e físicos se ocuparam para determinar a massa dos átomos. Conhecida a massa de um átomo de certo elemento químico,é possível avaliar quantos átomos há em uma amostra de massa conhecida.

11. QUÍMICA MASSA A massa de objetos macroscópicos é uma grandeza que pode ser medida com auxilio de uma balança. E o resultado por ser expresso em uma unidade conveniente, tal como grama, miligrama e quilograma. Para expressar a massa dos átomos, os cientistas escolheram uma unidade mais adequada do que o grama ou seus submúltiplos. A unidade de massa atômica cujo símbolo é u, é definida sendo igual a 1/12 da massa de um átomos do isótopo de 12C.

12. QUÍMICA MASSA Massa atômica é a massa de um átomo. Por questão de conveniência ela costuma ser expressa em unidades de massa atômica. A maioria dos elementos químicos apresenta-se na natureza com mais de uma forma. Aquele que possui maior abundancia nela, é o numero atômico a ser representado na tabela periódica. Exemplo: Oxigênio 16 (99,7 % de abundancia) MA = 16 Oxigênio 17 (0,03 % de abundancia) Oxigênio 18 ( 0,25% de abundancia)

13. QUÍMICA MASSA Massa molecular de uma substância é o nome dado à massa de uma molécula dessa substância. Por conveniência usa-se a unidade u. Quando dois átomos se unem por ligações covalentes estes formam moléculas. A massa de uma molécula pode ser calculada simplesmente somando-se as massas dos átomos que a constituem. Exemplos: MASSA MOLECULAR DA ÁGUA H2O 1u para cada hidrogênio mais 16u para o oxigênio =18 u MASSA MOLECULAR DA AMÔNIA NH3 1 u para cada hidrogênio mais 14u para cada nitrogênio = 17 u MASSA MOLECULAR DA AMÔNIA Ca(OH)2  NÃO TEM POIS AS BASES SÃO COMPOSTOS IÔNICOS E NÃO MOLECULARES

14. QUÍMICA MASSA MASSA DE ÍONS Na é igual ou diferente de Na+ em relação a massa? SÓDIO CÁTION DE SÓDIO A diferença de um para o outro é que o íon Na+ tem um elétron a menos que o átomo neutro de sódio. Mas, massa de um átomo ( Z=A + N) não independe do número de elétrons presentes neste ou não, então é desprezível a diferença em relação a massa. Assim a massa de Na+ é igual a de Na que é igual a 23 u

15. QUÍMICA MOL ( QUANTIDADE DE MATÉRIA) MOL? QUE BICHO É ESTE? Qual o número que refere-se a dúzia? 12 Então 12 ovos é uma dúzia de ovos. Então 12 lápis é uma dúzia de lápis. Então 12 mulheres é uma dúzia de mulheres Então 6 cachorros é meia dúzia de cachorros Qual o número que refere-se a mol? 6,022 x 10²³ Então 6,02 x 10²³ é um mol de moléculas Então 6,02 x 10²³ é um mol de íons ....

16. QUÍMICA MOL ( QUANTIDADE DE MATÉRIA) MOL? QUE BICHO É ESTE? 602200000000000000000000000 UM MOL Nada mais é que um nome dado ao número especial. FORMA SIMPLES  6 X 10²³ 1 mol de moléculas de CO2 6 x 10²³ 1 mol de átomos de 12C há uma massa de 12 g MOL É APENAS A TRANSFORMAÇÃO DE u EM g

17. QUÍMICA MOL ( QUANTIDADE DE MATÉRIA) MOL? QUE BICHO É ESTE? Exemplo: 1 átomo de O tem a massa de 16 u. 1mol de O tem a massa de 16 g 6x10²³ 1 átomo de He tem a massa de 4 u 1 mol de He tem a massa de 4 g 6x10²³ 1 molécula de água tem a massa de 18 u 1 mol de água tem a massa de 18 g 6x10²³ LOGO A MASSA MOLAR (MM) é 18g/mol

18. QUÍMICA MOL ( QUANTIDADE DE MATÉRIA) MOL? QUE BICHO É ESTE? Exemplo: 1- DETERMINE O NÚMERO DE ÍONS PRESENTES EM 3 MOL DE SULFATO DE SÓDIO. Na2SO3 2 1 3 = 6 íons em 1 molécula 1 íons = 6x10²³ x = 36x10²³ 1 molécula = 1 mol  3 mol tem 18 íons 6 íons= x 2- DETERMINE O NÚMERO DE ÁTOMOS PRESENTES EM 4 MOL DE (NH2)2CO N > 2 H> 4 C> 1 O > 1 8 ÁTOMOS EM 1 MOL 1 MOL DE MOLÉCULA  8 ÁTOMOS 1 MOL DE MOLÉC  48X 10²³ 6x 10²³  X x=48x10²³ 4 MOL DE MOLÉC  X x= 192 x 10²³

19. QUÍMICA VOLUME MOLAR VOLUME MOLAR DOS GASES É O VOLUME OCUPADO POR UM MOL DE GÁS, EM DETERMINADA PRESSÃO E TEMPERATURA. 22,4 L qualquer gás no estado gasoso