2001 Química

 

Turma 2001, este espaço é reservado para vocês. Aqui vocês podem baixar os conteúdos de química do bimestre. Mas lembrem de colar a folha impressa no caderno  para  fazer jus à nota de "caderno completo".

Planejamento anual - 2024 - Química - 2 ano

Professora Luciana Madsen Ferrão

1º Bimestre: Reações inorgânicas e Estequiometria

• Reações inorgânicas - fundamentos
• Reações de síntese ou adição
• Reações de decomposição
• Reações de simples troca
• Reações de dupla troca
• Leis ponderais

2º Bimestre: Gases e Soluções

• Pressão, volume e temperatura
• Lei dos gases ideais
• Soluto e solvente (concentração)
• Preparação de soluções
• Mistura de soluções
• Diluição

3º Bimestre: Propriedade coligativa e Termoquímica

• Tonoscopia e ebulioscopia
• Crioscopia e osmoscopia
• Reações endotérmicas e exotérmicas
• Tipos de entalpia
• Lei de Hess

4º Bimestre: Química orgânica

• Histórico e definição
• Classificação dos carbonos
• Classificação das cadeias carbônicas
• Nomenclatura de hidrocarbonetos
• Classificação dos hidrocarbonetos
• Funções orgânicas oxigenadas, halogenadas e nitrogenadas

Composição da nota bimestral: 3 pontos para assiduidade e participação; 3 pontos para o caderno completo e organizado, entregue para visto na aula nº 7; 4 pontos para a pesquisa.

Caso o aluno não obtenha 5 pontos, deverá realizar uma prova de recuperação na aula de nº 8.

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1º Bimestre

Pesquisa Bimestral: Leis Ponderais - O que é uma lei ponderal; Quais são as 3 leis ponderais e seus enunciados; citação de 1 exemplo de aplicação para cada uma das 3 leis. Individual. No caderno. Apresentação juntamente com os vistos na aula nº 7.

Aula 1

Reações inorgânicas

As reações inorgânicas são aquelas que envolvem elementos químicos que não contêm átomos de carbono. Essas reações podem ser classificadas em diversas categorias, como ácido-base, oxirredução, precipitação e complexação.

As reações ácido-base envolvem a transferência de prótons entre ácidos e bases, resultando na formação de um sal e água. Já as reações de oxirredução envolvem a transferência de elétrons entre as espécies químicas. Essas reações podem ocorrer de forma espontânea ou serem induzidas pela aplicação de uma fonte de energia externa.

As reações de precipitação ocorrem quando duas soluções são misturadas e um dos produtos é insolúvel em água, formando um precipitado. Por fim, as reações de complexação ocorrem quando um ou mais ligantes se coordenam com um íon central, formando um complexo.

Fixação dos conceitos:

1. Quais são os tipos de reações inorgânicas e como elas são classificadas?
2. Qual é a diferença entre uma reação de oxirredução e uma reação ácido-base?
3. Como as reações de precipitação são identificadas em laboratório?
4. O que são complexos e como eles são formados em uma reação de complexação?

Aula 2

Tipos de reações inorgânicas - reações de síntese ou adição

As reações de síntese ou adição são processos químicos que envolvem a combinação de dois ou mais compostos para formar um produto mais complexo. Essas reações são fundamentais para a produção de uma grande variedade de produtos químicos, desde medicamentos até alimentos e materiais de construção.

Fórmula geral: A + B -----> AB

Um exemplo clássico de reação de síntese é a combinação de hidrogênio e oxigênio para formar água.

2H + O -----> H2O

Outro exemplo comum é a síntese de proteínas, que ocorre nas células vivas e envolve a combinação de aminoácidos para formar uma cadeia polipeptídica.

Existem muitos outros exemplos de reações de síntese, e essas reações podem ser classificadas em diferentes categorias, dependendo dos tipos de compostos que estão sendo combinados. Alguns  exemplos incluem síntese de ésteres, síntese de ácidos graxos, síntese de polímeros, síntese de carboidratos, entre outras.

Fixação dos conceitos:

1. Quais são os diferentes tipos de reações de síntese?
2. Como as reações de síntese são usadas na produção de medicamentos?
3. Como as reações de síntese são usadas na produção de alimentos?
4. Como as reações de síntese são usadas na produção de materiais de construção?
5. Quais são os benefícios e desafios da síntese química?

Aula 3

Tipos de reações inorgânicas - reações de análise ou decomposição

As reações de decomposição são aquelas em que uma substância se divide em duas ou mais substâncias diferentes. Essa reação pode ocorrer por diversos fatores, como calor, luz, eletricidade e outros reagentes químicos. Um exemplo clássico desse tipo de reação é a decomposição do peróxido de hidrogênio (H2O2), que se divide em água (H2O) e oxigênio (O2) quando exposto à luz.

Fórmula geral: AB -----> A + B

Outro exemplo comum é a decomposição térmica do carbonato de cálcio (CaCO3), que ocorre quando ele é aquecido a altas temperaturas, e se divide em óxido de cálcio (CaO) e dióxido de carbono (CO2).

CaCO3 -----> CaO + CO2

Além desses exemplos, existem muitos outros tipos de reações de decomposição, e elas são muito importantes na química, pois permitem a obtenção de substâncias puras a partir de misturas complexas.

Fixação dos conceitos:

1. Quais são os fatores que podem causar uma reação de decomposição?
2. Como ocorre a decomposição do peróxido de hidrogênio?
3. Qual é a equação química da decomposição do carbonato de cálcio?
4. Por que as reações de decomposição são importantes na química?
5. Cite um outro exemplo de reação de decomposição?

Aula 4

Tipos de reações inorgânicas - reações de simples troca

As reações de simples troca são um tipo de reação química em que um átomo ou íon é substituído por outro átomo ou íon em uma substância composta. Essas reações ocorrem entre uma substância composta e uma simples.

Fórmula geral: AB + C -----> AC + B

Por exemplo, a reação entre o ferro metálico e o ácido clorídrico produz cloreto de ferro e hidrogênio gasoso. Nessa reação, os átomos de hidrogênio do ácido clorídrico são substituídos pelos átomos de ferro da superfície metálica do ferro.

2 Fe(s) + 6HCl (aq) → 2 FeCl3(aq) + 3H2(g)

As reações de simples troca são amplamente utilizadas na indústria química para produzir novos compostos a partir de outros. Elas são usadas para produzir sais, para galvanização de metais e para a extração de metais a partir de seus minérios.

A reatividade dos metais é um fator importante que influencia as reações de simples troca. Essas reações ocorrem quando um metal é misturado com uma solução contendo um íon de metal diferente e ocorre uma troca de elétrons entre os metais, levando à formação de um novo composto.

Os metais mais reativos têm maior tendência a perder elétrons e, portanto, são mais propensos a participar de reações de simples troca.

Por outro lado, os metais menos reativos têm menor tendência a perder elétrons e, portanto, são menos propensos a participar de reações de simples troca.

Em resumo, a reatividade dos metais afeta as reações de simples troca, determinando quais metais são mais ou menos propensos a perder elétrons e participar dessas reações.

Fixação dos conceitos:

1. Quais são as condições necessárias para que ocorra uma reação de simples troca?
2. Cite 1 exemplo de reação de simples troca
3. Como a reatividade dos metais afeta as reações de simples troca?
4. Quais são as aplicações das reações de simples troca na indústria química?
5. Como as reações de simples troca são representadas por equações químicas?

Aula 5

Tipos de reações inorgânicas - reações de dupla troca

As reações de dupla troca são um tipo de reação química em que duas substâncias compostas trocam seus componentes e formam dois novos compostos. Essa troca ocorre entre os cátions e os ânions de cada composto, resultando em um rearranjo dos íons.

Fórmula geral: AB + CD ----> AD + BC

Um exemplo de reação de dupla troca é a mistura de cloreto de sódio (NaCl) com nitrato de prata (AgNO3), que produz cloreto de prata (AgCl) e nitrato de sódio (NaNO3). Nessa reação, os cátions sódio (Na+) trocam de lugar, assim como os ânions cloreto (Cl-) e nitrato (NO3-).

NaCl + AgNO3 -------> AgCl + NaNO3

Outro exemplo é a reação entre hidróxido de sódio (NaOH) e ácido clorídrico (HCl), que produz cloreto de sódio (NaCl) e água (H2O). Nessa reação, os cátions hidrogênio (H+) e sódio (Na+) trocam de lugar, assim como os ânions hidróxido (OH-) e cloreto (Cl-).

Fixação dos conceitos:

1. O que são as reações de dupla troca?
2. Quais são os componentes trocados nessas reações?
3. Qual é o resultado da troca de componentes em uma reação de dupla troca?
4. Dê um exemplo de reação de dupla troca.
5. Escreva a fórmula geral das reações de dupla troca.

Aula 6:

Revisão sobre reações químicas inorgânicas:

1. Qual é a característica principal de uma reação inorgânica.
2. Classifique as reações a seguir:

a) CuCl2 + H2SO4 → CuSO4 + 2 HCl

b) Zn + 2 HCl → ZnCl2 + H2

c) P2O5 + 3 H2O → 2 H3PO4

d) CuSO4 + 2 NaOH → Cu(OH)2 + Na2SO4

e) Cu(OH)2 → CuO + H2O

f) AgNO3 + NaCl → AgCl + NaNO3

g) CaO + CO2 → CaCO3

h) 2 H2O → 2 H2 + O2

i) Cu + H2SO4 → CuSO4 + H2

j) 2 AgBr → 2 Ag + Br

Aula 7: Vistos nos cadernos

Aula 8: Recuperações

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2º Bimestre: Orientações para pesquisa

Tema: Mistura de soluções e Diluição

Valor: 5,0 pontos/ Pode ser feita em dupla/ Entrega: na aula nº 06

A pesquisa sobre mistura de soluções e diluição visa proporcionar uma compreensão mais profunda dos conceitos químicos envolvidos na mistura de diferentes soluções e no processo de diluição. Esta pesquisa envolverá a exploração de diferentes aspectos teóricos, experimentos simples que podem ser realizados com materiais de fácil acesso e a aplicação desses conceitos no cotidiano. O objetivo é que possibilite o desenvolvimento de habilidades analíticas e práticas, além da compreensão sobre a relevância desses conceitos em diversas áreas, como química ambiental, farmacologia, e indústrias alimentícias e químicas.

1. Introdução

Apresente seu trabalho, informando quais temas serão abordados e a forma como se dará a pesquisa.

2. Conceitos Básicos e Fundamentais:

Comece sua pesquisa apresentando os conceitos básicos de soluções, solutos, solventes, e a importância das concentrações em soluções. Além disso, é fundamental demonstrar que o processo de diluição envolve a diminuição da concentração de uma solução pela adição de mais solvente. Investigue as fórmulas que relaciona as concentrações e volumes antes e depois da diluição, aplicando-a em exemplos práticos.

3. Experimentos Simples:

Para complementar a pesquisa teórica, realize um experimento simples, como a diluição de uma solução de corante alimentício em água e observe a mudança na cor das soluções conforme são diluídas. Outro exemplo de experimento pode envolver a mistura de soluções com diferentes solutos (por exemplo, sal e açúcar) em várias concentrações e observar os efeitos de adição de mais soluto ou menos soluto na mistura. Esses experimentos devem ser documentados com observações detalhadas e análises dos resultados. Deverá incluir 1 foto do momento da experiência.

4. Aplicações no Cotidiano:

Finalmente, dedique esta parte para escrever sobre a aplicabilidade dos conceitos de mistura de soluções e diluição no cotidiano. Isso pode envolver a exploração de como esses conceitos são aplicados na preparação de alimentos e bebidas, na farmacologia (como na diluição de medicamentos para atingir a dosagem correta), e até mesmo em sistemas naturais, como a diluição de poluentes em corpos de água.

5. Conclusão:

Conclua a pesquisa com uma reflexão sobre a importância desses conceitos químicos em suas vidas diárias e como esse entendimento pode contribuir para decisões mais acertadas em situações que envolvem misturas e diluições.

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Aula 1

Pressão, volume e temperatura

Pressão, volume e temperatura estão interligados e são descritos por leis físicas que permitem prever como um gás ou solução reagirá sob diferentes condições, sendo uma área de estudo crucial na química e na física.

A pressão, que é a força exercida por unidade de área, desempenha um papel crucial no comportamento dos gases. Quando a pressão sobre um gás aumenta, e a temperatura permanece constante, o volume do gás diminui, conforme descrito pela Lei de Boyle. Isso significa que pressão e volume são inversamente proporcionais. Já a Lei de Charles estabelece que, se a pressão é mantida constante, o volume de um gás aumenta linearmente com o aumento da temperatura. Isso ilustra a relação direta entre temperatura e volume, indicando que os gases se expandem ao aquecer.

Por outro lado, a relação entre pressão e temperatura é descrita pela Lei de Gay-Lussac, que afirma que, mantendo-se o volume constante, a pressão de um gás aumenta linearmente com o aumento da temperatura. Essas leis combinadas formam a base da equação dos gases ideais, que relaciona todos os três parâmetros (pressão, volume e temperatura) para prever o comportamento de um gás sob condições variadas. No contexto de soluções, a temperatura também afeta a solubilidade de substâncias, onde, geralmente, uma temperatura mais alta aumenta a solubilidade de sólidos em líquidos, e a pressão influencia a solubilidade de gases em líquidos, conforme descrito pela Lei de Henry.

Essas relações têm aplicações práticas em muitos campos, como a engenharia, a meteorologia e a medicina. A capacidade de prever permite a otimização de processos industriais, o desenvolvimento de novos materiais e a melhor compreensão dos fenômenos naturais.

Aula 2 - fixação dos conceitos da aula anterior

1. Como a Lei de Boyle descreve a relação entre pressão e volume de um gás quando a temperatura permanece constante?
2. De acordo com a Lei de Charles, o que acontece com o volume de um gás quando a temperatura aumenta, mantendo-se a pressão constante?
3. Qual é a relação entre pressão e temperatura segundo a Lei de Gay-Lussac, mantendo-se o volume constante?
4. Como a equação dos gases ideais relaciona pressão, volume e temperatura para prever o comportamento dos gases sob condições variadas?
5. De que maneira a temperatura afeta a solubilidade de sólidos em líquidos?
6. Qual é o impacto da pressão na solubilidade de gases em líquidos, conforme descrito pela Lei de Henry?
7. Por que é importante entender a relação entre pressão, volume e temperatura em campos como a engenharia, a meteorologia e a medicina?
8. Como o conhecimento das relações entre pressão, volume e temperatura contribui para a otimização de processos industriais e o desenvolvimento de novos materiais?

Aula 3 - Lei dos Gases Ideais

A Lei dos Gases Ideais é uma equação fundamental na físico-química, que descreve o comportamento de gases ideais, relacionando a pressão, o volume, a temperatura e a quantidade de gás (em moles) dentro de um sistema fechado. Esta lei é expressa pela fórmula PV = nRT, onde P representa a pressão do gás, V é o volume ocupado pelo gás, n é o número de moles de gás, R é a constante universal dos gases ideais, e T é a temperatura do gás em kelvin.

Para exemplificar, imagine um balão de festa que está sendo enchido com hélio. Inicialmente, quando o balão tem pouco gás, ele ocupa um volume pequeno. À medida que mais gás é adicionado, o volume do balão aumenta. Se a temperatura e a quantidade de gás (em moles) permanecem constantes, a lei dos gases ideais pode ser utilizada para prever como a pressão dentro do balão muda com a variação do volume. Por exemplo, se o volume do balão dobrar, a pressão dentro dele reduzirá pela metade, assumindo que a temperatura e a quantidade de gás permaneçam constantes.

Compreender a Lei dos Gases Ideais é crucial para diversas aplicações práticas, incluindo o estudo da atmosfera, processos industriais e até mesmo sistemas respiratórios em biologia.

Fixação dos conceitos

1. O que acontece com a pressão de um gás ideal se o volume do recipiente que o contém for reduzido pela metade, mantendo-se a temperatura e a quantidade de gás constantes?
2. Como a temperatura afeta a pressão de um gás ideal, assumindo que o volume e a quantidade de gás permanecem constantes?
3. Se dobrarmos a quantidade de gás em um recipiente (mantendo o volume e a temperatura constantes), o que acontece com a pressão?
4. Qual é o papel da constante R na equação dos gases ideais?
5. Em que condições um gás real se comporta mais como um gás ideal?
6. Como a equação dos gases ideais pode ser usada para calcular o volume que um gás ocupa a uma determinada pressão e temperatura?
7. Se a temperatura de uma amostra de gás ideal for aumentada enquanto a pressão permanece constante, o que acontecerá com o volume do gás?
8. Por que a lei dos gases ideais não se aplica perfeitamente a gases reais em condições de alta pressão e baixa temperatura?

Aula 4 - soluto e solvente

No estudo das soluções químicas, dois conceitos fundamentais são o de soluto e solvente. Uma solução é formada pela dissolução de uma substância em outra, onde o soluto é a substância que é dissolvida, e o solvente é o meio no qual o soluto é dissolvido. A interação entre soluto e solvente define a homogeneidade da solução, resultando em uma mistura uniforme onde as moléculas de soluto são distribuídas igualmente através do solvente.

Para ilustrar, podemos considerar a solução aquosa de sal de cozinha (NaCl). Neste exemplo, o cloreto de sódio (NaCl) atua como soluto, enquanto a água (H2O) desempenha o papel de solvente. Ao adicionar o sal na água, o NaCl se dissocia em íons Na+ e Cl-, que são então uniformemente distribuídos pela água, formando uma solução homogênea.

Fixação dos conceitos

1. O que define uma solução no estudo químico?
2. Qual é a diferença principal entre soluto e solvente?
3. Como a interação entre soluto e solvente afeta a homogeneidade da solução?
4. Dando um exemplo, identifique o soluto e o solvente na solução aquosa de sal de cozinha.
5. Explique como os íons Na+ e Cl- se comportam ao serem dissolvidos na água.
6. Por que uma solução é considerada homogênea?
7. Cite outro exemplo de soluto e solvente que não seja a solução aquosa de sal de cozinha.
8. Como a temperatura pode influenciar a solubilidade do soluto no solvente?

Essas questões abrangem a compreensão dos conceitos básicos de soluto e solvente, além de estimular o pensamento crítico sobre o comportamento das soluções e os fatores que influenciam sua formação.

Aula 5 - Preparação de soluções

A preparação de soluções em laboratório é um processo fundamental no estudo das soluções, que são misturas homogêneas de duas ou mais substâncias. O componente presente em maior quantidade é chamado de solvente, enquanto o componente de menor quantidade é denominado soluto. Para preparar uma solução, é essencial conhecer a concentração desejada, que é geralmente expressa em molaridade (mol/L), normalidade, porcentagem de massa ou volume.

O primeiro passo na preparação de uma solução é calcular a quantidade de soluto necessária. Para soluções molares, utiliza-se a fórmula M = n/V, onde M é a molaridade, n é o número de moles de soluto, e V é o volume da solução em litros. Após o cálculo, o soluto é pesado com precisão em uma balança analítica. Em seguida, o soluto é transferido para um balão volumétrico, um tipo de frasco que permite preparar soluções de volume exato. Adiciona-se um pouco de solvente para dissolver o soluto, agitando-se suavemente. Após a completa dissolução, adiciona-se mais solvente até atingir a marca de aferição no balão, garantindo assim que a solução tenha o volume desejado.

É importante também considerar a temperatura, pois a densidade dos líquidos varia com a temperatura, influenciando a precisão do volume medido. Após a preparação, a solução deve ser homogeneizada. Para soluções de concentrações conhecidas a partir de soluções estoque (soluções mais concentradas), usa-se uma técnica de diluição, onde volumes precisos da solução estoque são diluídos até o volume final desejado com o solvente.

Fixação dos conceitos:

1. Qual é a diferença entre soluto e solvente?
2. Como a molaridade de uma solução é calculada?
3. Por que é importante usar um balão volumétrico na preparação de soluções?
4. Como a temperatura pode afetar a preparação de soluções?
5. Qual é o procedimento para dissolver o soluto no solvente durante a preparação de uma solução?
6. Como se realiza a diluição de uma solução estoque para obter uma solução de concentração desejada?
7. Por que é necessário homogeneizar a solução após sua preparação?
8. Quais são os cuidados necessários ao medir e transferir o soluto e solvente durante o processo de preparação da solução?

Aula 6 - Entrega das pesquisas para correção

Aula 7 - Apresentação dos cadernos

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