2006 Química

 

         Turma 2006, 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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4o Bimestre: Química orgânica

Aula 1 - Histórico e definição

A química orgânica é um ramo da ciência que estuda a estrutura, propriedades, composição, reações e síntese de compostos que contêm carbono. O termo "orgânico" vem do século XIX, quando se acreditava que compostos orgânicos só poderiam ser sintetizados por organismos vivos. Essa noção foi desafiada em 1828, quando Friedrich Wöhler sintetizou ureia, um composto orgânico, a partir de materiais inorgânicos, demonstrando que a vida não era necessária para a formação de compostos orgânicos.

Com o tempo, a química orgânica expandiu-se e tornou-se fundamental para o desenvolvimento de diversas indústrias, incluindo a farmacêutica, petroquímica, e de polímeros.

Hoje, o campo abrange uma vasta gama de substâncias, de macromoléculas naturais, como proteínas e ácidos nucleicos, a materiais sintéticos, como plásticos e fármacos.

A química orgânica é essencial para a compreensão dos processos biológicos, o desenvolvimento de novos materiais e a inovação em tecnologia e medicina. Este ramo da química continua a evoluir, impulsionado por avanços em técnicas analíticas e pela crescente demanda por soluções sustentáveis e eficientes.

Aula 2 - Classificação dos carbonos

A classificação dos carbonos é um conceito fundamental na química orgânica, importante para entender a estrutura e reatividade das moléculas orgânicas. Os átomos de carbono podem ser classificados com base no número de ligações que formam com outros átomos de carbono.

Essa classificação é essencial para a compreensão das propriedades físicas e químicas dos compostos orgânicos.

1. Carbono Primário: Um átomo de carbono é considerado primário quando está ligado a apenas um outro átomo de carbono. Este tipo de carbono é geralmente encontrado nas extremidades de cadeias de hidrocarbonetos.

2. Carbono Secundário: Um carbono é classificado como secundário se estiver ligado a dois átomos de carbono. Este tipo de carbono é comum em estruturas de cadeias lineares ou ramificadas.

3. Carbono Terciário: Um carbono é chamado de terciário quando se liga a três átomos de carbono. Este tipo de carbono é frequentemente encontrado em estruturas mais complexas e ramificadas, conferindo maior estabilidade à molécula.

4. Carbono Quaternário: Quando um carbono está ligado a quatro outros átomos de carbono, é denominado quaternário. Este tipo de carbono é menos comum devido à sua estrutura altamente ramificada.

Fixação dos conteúdos

1. Qual é a definição de um carbono primário?

2. Como um carbono secundário é caracterizado?

3. O que diferencia um carbono terciário de um primário?

4. Quais são as características de um carbono quaternário?

5. Por que a classificação dos carbonos é importante na química orgânica?

6. Como a estrutura de um carbono quaternário influencia sua ocorrência em compostos orgânicos?

Aula 3 - Classificação das cadeias carbônicas

As cadeias carbônicas são fundamentais no estudo da química orgânica, pois elas formam a base estrutural dos compostos orgânicos. A classificação das cadeias carbônicas pode ser feita de acordo com diferentes critérios, sendo os principais: a linearidade ou ramificação, a saturação ou insaturação, e a presença de heteroátomos. Vamos explorar cada um desses critérios:

1. Cadeias abertas ou acíclicas: São aquelas que não formam ciclos. Podem ser lineares, quando os átomos de carbono estão dispostos em uma linha reta, ou ramificadas, quando há ramificações ao longo da cadeia.

2. Cadeias fechadas ou cíclicas: Formam anéis ou ciclos. Podem ser classificadas como alicíclicas, quando apenas átomos de carbono formam o ciclo, ou heterocíclicas, quando há outros átomos além do carbono no ciclo.

3. Cadeias saturadas e insaturadas: As cadeias saturadas possuem apenas ligações simples entre os átomos de carbono. As insaturadas contêm uma ou mais ligações duplas ou triplas entre carbonos.

4. Cadeias homogêneas e heterogêneas: Uma cadeia é homogênea quando possui apenas átomos de carbono e hidrogênio. É heterogênea quando contém outros elementos além do carbono e hidrogênio, como oxigênio, nitrogênio, entre outros.

5. Cadeias normais e ramificadas: Normais são as que não apresentam ramificações, enquanto as ramificadas possuem pelo menos um ponto de ramificação ao longo da estrutura.

Fixação dos conceitos

1. Classifique a cadeia carbônica do composto C4H10 em termos de linearidade e saturação.

2. Determine se a cadeia do composto C5H8 é saturada ou insaturada e justifique sua resposta.

3. Dê exemplo de um composto com cadeia heterocíclica e explique sua estrutura.

4. Explique a diferença entre uma cadeia alicíclica e uma cadeia heterocíclica, dando exemplos para cada uma.

5. Classifique a cadeia do composto C6H6 em termos de saturação e tipo de ciclo.

Aula 4 - Nomenclatura de hidrocarbonetos

Nomenclatura de Hidrocarbonetos

Os hidrocarbonetos são compostos orgânicos formados apenas por átomos de carbono e hidrogênio. A nomenclatura correta desses compostos é fundamental para a comunicação eficaz na química. Para nomear um hidrocarboneto, é necessário seguir regras estabelecidas pela União Internacional de Química Pura e Aplicada (IUPAC).

1. Identificação da Cadeia Principal:

A cadeia principal é a mais longa sequência contínua de átomos de carbono no composto. Se houver duas cadeias de igual comprimento, escolhe-se a que possui o maior número de ramificações.

2. Numeração da Cadeia:

A cadeia principal deve ser numerada de forma que as ramificações ou grupos funcionais recebam os menores números possíveis. A numeração começa na extremidade mais próxima de uma ramificação.

3. Identificação e Nomeação das Ramificações:

As ramificações são grupos de átomos de carbono que não fazem parte da cadeia principal. Eles são nomeados com base no número de carbonos que contêm, usando prefixos como metil (1 carbono), etil (2 carbonos), propil (3 carbonos), etc.

4. Montagem do Nome:

O nome completo do hidrocarboneto é montado colocando-se os nomes das ramificações em ordem alfabética, seguidos pelo nome da cadeia principal. Por exemplo, se houver um grupo metil em um hidrocarboneto de cinco carbonos, o nome pode ser 2-metilpentano.

5. Sufixos:

Os sufixos indicam o tipo de ligação entre os átomos de carbono na cadeia principal: -ano (ligações simples), -eno (uma ligação dupla), e -ino (uma ligação tripla).

Exemplo Prático:

Para o composto C5H12, a cadeia principal possui cinco carbonos, e não há ramificações. Portanto, o nome é pentano. Se houver uma ramificação metil no segundo carbono, o nome será 2-metilpentano.

Fixação dos conceitos:

1. Qual é o primeiro passo na nomenclatura de hidrocarbonetos?

2. Como deve ser feita a numeração da cadeia principal?

3. Qual é a função dos sufixos na nomenclatura de hidrocarbonetos?

4. Como são nomeadas as ramificações em um hidrocarboneto?

5. Qual seria o nome de um hidrocarboneto com cinco carbonos e uma ramificação metil no segundo carbono?

Aula 5 - Classificação dos hidrocarbonetos

Os hidrocarbonetos são compostos orgânicos formados exclusivamente por átomos de carbono e hidrogênio. Eles são fundamentais na química orgânica e possuem uma ampla variedade de aplicações, desde combustíveis até matérias-primas para a produção de plásticos e outros materiais.

A classificação dos hidrocarbonetos é feita de acordo com a estrutura e o tipo de ligação entre os átomos de carbono. Existem quatro principais tipos de hidrocarbonetos:

1. Alcanos: São os hidrocarbonetos saturados, o que significa que possuem apenas ligações simples entre os átomos de carbono. Eles são também conhecidos como parafinas e são geralmente menos reativos devido à saturação das ligações.

2. Alcenos: Também chamados de olefinas, são hidrocarbonetos insaturados que contêm pelo menos uma ligação dupla entre átomos de carbono. A presença da ligação dupla confere aos alcenos uma reatividade maior do que a dos alcanos.

3. Alcinos: Esses são hidrocarbonetos insaturados que possuem pelo menos uma ligação tripla entre átomos de carbono. Assim como os alcenos, os alcinos são mais reativos do que os alcanos devido à natureza insaturada das ligações.

4. Arenos: Também conhecidos como hidrocarbonetos aromáticos, os arenos possuem um ou mais anéis benzênicos em sua estrutura. O benzeno é o exemplo mais clássico de um areno. Eles têm uma estabilidade particular devido à deslocalização dos elétrons nas ligações do anel aromático.

Além dessas classificações principais, os hidrocarbonetos podem ser subdivididos em cadeias lineares, ramificadas ou cíclicas, dependendo da disposição dos átomos de carbono.

Fixação dos conceitos

1. Quais são as quatro principais classificações dos hidrocarbonetos?

2. O que diferencia os alcenos dos alcanos?

3. Qual tipo de ligação caracteriza os alcinos?

4. O que confere estabilidade aos arenos?

Aula 6 - Funções orgânicas oxigenadas, halogenadas e nitrogenadas

As funções orgânicas são grupos de compostos que têm propriedades químicas e físicas semelhantes devido à presença de determinados átomos ou grupos de átomos. Entre as funções orgânicas mais comuns, destacam-se as oxigenadas, halogenadas e nitrogenadas.

Funções Orgânicas Oxigenadas:

Essas funções contêm átomos de oxigênio em sua estrutura. Alguns exemplos incluem:

• Álcoois: Compostos que possuem um ou mais grupos hidroxila (-OH) ligados a átomos de carbono saturados. Um exemplo comum é o etanol, encontrado em bebidas alcoólicas.
• Éteres: Caracterizados por um átomo de oxigênio ligado a dois grupos alquila ou arila. O éter dietílico é um exemplo, utilizado como solvente.
• Ácidos Carboxílicos: Possuem o grupo carboxila (-COOH). O ácido acético, presente no vinagre, é um exemplo.
• Ésteres: Formados pela reação entre um ácido carboxílico e um álcool. São conhecidos por seus aromas agradáveis e são usados em fragrâncias e flavorizantes.

Funções Orgânicas Halogenadas:

Esses compostos possuem um ou mais átomos de halogênios (flúor, cloro, bromo, iodo) ligados ao carbono. Exemplos incluem:

• Haletos de Alquila: Onde um halogênio está ligado a um carbono saturado, como o cloreto de metila, usado em solventes e na indústria química.
• Haletos de Arila: Onde um halogênio está ligado a um anel aromático, como o clorobenzeno, utilizado na síntese de pesticidas.

Funções Orgânicas Nitrogenadas:

Essas funções contêm átomos de nitrogênio. Exemplos incluem:

• Aminas: Derivadas da amônia (NH3) pela substituição de um ou mais átomos de hidrogênio por grupos alquila ou arila. As aminas são importantes em síntese orgânica e como neurotransmissores.
• Amidas: Formadas pela reação entre um ácido carboxílico e uma amina. São encontradas em proteínas, como a ligação peptídica.

Essas funções desempenham papéis cruciais em diversas aplicações, desde medicamentos até materiais de uso diário.

Fixação dos conceitos

1. Quais são os principais grupos de funções orgânicas discutidos no texto?

2. O que caracteriza um álcool dentro das funções oxigenadas?

3. Como os ésteres são formados?

4. Dê um exemplo de composto halogenado e sua aplicação.

5. Qual é a diferença estrutural entre haletos de alquila e haletos de arila?

6. Por que as aminas são importantes?

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 3ºBimestre

Propriedades coligativas e termoquímica

Aula 1 - Tonoscopia e ebulioscopia

Tonoscopia e ebulioscopia são conceitos importantes no estudo das propriedades coligativas das soluções, que são propriedades que dependem do número de partículas de soluto em uma solução, e não da natureza das partículas. Esses conceitos são utilizados para entender como a adição de um soluto afeta certas propriedades físicas do solvente.

A tonoscopia refere-se à diminuição da pressão de vapor de um solvente quando um soluto não volátil é adicionado. Quando um soluto é dissolvido em um solvente, as moléculas de soluto ocupam espaço na superfície do solvente, reduzindo o número de moléculas de solvente que podem escapar para a fase gasosa. Por exemplo, ao adicionar sal (NaCl) à água, a pressão de vapor da água diminui porque as moléculas de água na superfície são "bloqueadas" pelas partículas de sal. Isso é particularmente relevante em processos industriais que envolvem evaporação e condensação, como na destilação.

A ebulioscopia, por outro lado, refere-se ao aumento do ponto de ebulição de um solvente quando um soluto não volátil é adicionado. Esse fenômeno ocorre porque a pressão de vapor da solução é menor do que a do solvente puro, exigindo uma temperatura mais alta para que a pressão de vapor da solução iguale a pressão atmosférica. Um exemplo clássico é a adição de sal à água ao cozinhar macarrão. A água salgada ferve a uma temperatura mais alta do que a água pura, o que pode acelerar o processo de cozimento. A ebulioscopia é utilizada em diversas áreas, incluindo a química analítica e a engenharia de processos.

Fixação dos conceitos

1. O que são propriedades coligativas?
2. O que acontece com a pressão de vapor de um solvente quando um soluto não volátil é adicionado, segundo a tonoscopia?
3. Como a adição de sal à água afeta a pressão de vapor da água?
4. Por que a ebulioscopia causa um aumento no ponto de ebulição de um solvente?
5. Como a ebulioscopia pode ser observada na prática ao cozinhar macarrão?
6. Em quais áreas a ebulioscopia é particularmente útil?

Aula 2 - Crioscopia e osmoscopia

Crioscopia

Crioscopia é o estudo do ponto de congelamento das soluções. Quando uma substância é dissolvida em um solvente, o ponto de congelamento dessa solução é geralmente mais baixo que o do solvente puro. Esse fenômeno é conhecido como depressão do ponto de congelamento. A crioscopia é uma ferramenta importante para determinar a massa molar de solutos e é frequentemente utilizada em química e bioquímica.

Exemplo:

Adicionando sal à água: Quando o sal (NaCl) é dissolvido na água, ele causa uma depressão no ponto de congelamento da água. Por isso, a água salgada congela a uma temperatura mais baixa do que a água pura. Esse princípio é utilizado para derreter gelo em estradas durante o inverno.

Osmoscopia

Osmoscopia é o estudo do fenômeno da osmose, que é a passagem de solvente através de uma membrana semipermeável de uma solução menos concentrada para uma mais concentrada até alcançar o equilíbrio de concentrações. A osmose é essencial para muitos processos biológicos e industriais.

Exemplo:

Células vegetais em soluções hipertônicas: Quando células vegetais são colocadas em uma solução hipertônica (mais concentrada que o interior da célula), a água se move para fora da célula para tentar equilibrar a concentração. Isso pode causar a plasmólise, onde a célula encolhe e se separa da parede celular.

Fixação dos conceitos:

1. 1. O que é crioscopia?
2. 2. Qual é o princípio básico da crioscopia?
3. 3. Como o fenômeno da crioscopia é utilizado no cotidiano?
4. 4. O que é osmoscopia?
5. 5. O que acontece com células vegetais em uma solução hipertônica?
6. 6. Qual é a importância da osmose em processos biológicos?

Aula 3 - Reações endotérmicas e exotérmicas

Reações Endotérmicas

Reações endotérmicas são aquelas que absorvem energia do ambiente na forma de calor. Durante essas reações, a energia necessária para quebrar os enlaces químicos dos reagentes é maior do que a energia liberada pela formação dos novos enlaces nos produtos. Como resultado, a temperatura do ambiente ao redor da reação diminui.

Exemplo:

A dissolução do nitrato de amônio (NH4NO3) em água é uma reação endotérmica. Ao dissolver-se, o nitrato de amônio absorve calor do ambiente, causando uma sensação de frio.

Outro exemplo:

A fotossíntese é um processo endotérmico que ocorre nas plantas, onde a energia solar é absorvida para converter dióxido de carbono e água em glicose e oxigênio.

Reações Exotérmicas

Reações exotérmicas são aquelas que liberam energia para o ambiente na forma de calor. Nestas reações, a energia liberada pela formação dos novos enlaces nos produtos é maior do que a energia necessária para quebrar os enlaces dos reagentes. Como resultado, a temperatura do ambiente ao redor da reação aumenta.

Exemplo:

A combustão do metano (CH4) é uma reação exotérmica. Quando o metano reage com o oxigênio, produz dióxido de carbono, água e libera uma grande quantidade de calor.

Outro exemplo:

A formação de gelo a partir de água líquida é um processo exotérmico, pois a liberação de calor ocorre quando as moléculas de água formam uma estrutura sólida.

Fixação dos conceitos

1. 1. O que é uma reação endotérmica?
2. 2. O que ocorre com a temperatura do ambiente ao redor durante uma reação endotérmica?
3. 3. Dê um exemplo de uma reação endotérmica e explique o processo.
4. 4. O que é uma reação exotérmica?
5. 5. O que acontece com a temperatura do ambiente ao redor durante uma reação exotérmica?
6. 6. Dê um exemplo de uma reação exotérmica e explique o processo.

Aula 4 - Tipos de entalpia

A entalpia é uma grandeza termodinâmica que representa a quantidade de energia disponível em um sistema para realizar trabalho. Existem diferentes tipos de entalpia, cada uma relacionada a diferentes processos e reações. Vamos explorar os principais tipos de entalpia: entalpia de formação, entalpia de combustão, entalpia de ligação, entalpia de solução e entalpia de vaporização.

A entalpia de formação (∆Hf) é a variação de entalpia quando um mol de uma substância é formada a partir de seus elementos em suas formas padrão. Por exemplo, a formação da água (H₂O) a partir de hidrogênio (H₂) e oxigênio (O₂) tem uma entalpia de formação específica. Esse tipo de entalpia é usado para calcular a energia envolvida na criação de compostos químicos a partir de elementos básicos.

A entalpia de combustão (∆Hc) é a variação de entalpia quando um mol de uma substância é completamente queimado em oxigênio. Um exemplo clássico é a combustão do metano (CH₄) para formar dióxido de carbono (CO₂) e água (H₂O). A entalpia de combustão é uma medida importante para entender a eficiência energética de combustíveis.

A entalpia de ligação é a energia necessária para quebrar uma ligação química em um mol de moléculas no estado gasoso. Por exemplo, a quebra da ligação O-H na água requer uma quantidade específica de energia. Esse tipo de entalpia é útil para prever a estabilidade das moléculas e a energia necessária para reações químicas.

A entalpia de solução (∆Hsol) refere-se à variação de entalpia quando uma substância se dissolve em um solvente. Um exemplo comum é a dissolução do cloreto de sódio (NaCl) em água. Esse tipo de entalpia ajuda a entender processos de dissolução e as interações entre soluto e solvente.

A entalpia de vaporização (∆Hvap) é a energia necessária para vaporizar um mol de líquido no seu ponto de ebulição. Por exemplo, a vaporização da água requer uma quantidade específica de energia para transformar água líquida em vapor. Esse tipo de entalpia é importante em processos industriais e no estudo de mudanças de fase.

Fixação dos conceitos

1. O que é entalpia?
2. Qual é a diferença entre entalpia de formação e entalpia de combustão?
3. Dê um exemplo de uma reação que envolve entalpia de formação.
4. Por que a entalpia de combustão é importante?
5. O que é a entalpia de ligação e para que ela é utilizada?
6. Explique o que é entalpia de vaporização e dê um exemplo de seu uso.

Aula 5 - Lei de Hess

A lei de Hess, também conhecida como a lei da soma de entalpias, é uma regra fundamental na química que afirma que a variação total de entalpia de uma reação química é a mesma, independentemente do caminho que a reação segue para chegar ao seu estado final. Em outras palavras, a entalpia é uma função de estado, e a variação de entalpia para um processo pode ser calculada somando-se as variações de entalpia para cada etapa intermediária do processo. Esta lei é extremamente útil em termodinâmica e química, pois permite a determinação da variação de entalpia de reações complexas através da soma das entalpias de reações mais simples.

Um exemplo clássico da aplicação da lei de Hess é a determinação da entalpia de formação do dióxido de carbono (CO₂) a partir do carbono (C) e oxigênio (O₂). Como ocorrem duas reações até a formação de dióxido de carbono, suonha que as variações de entalpia para estas duas reações sejam ΔH₁ e ΔH₂, respectivamente. A lei de Hess afirma que a variação de entalpia total (ΔH) da reação global será a soma de ΔH₁ e ΔH₂:
[ ΔH = ΔH₁ + ΔH₂ ]

Isso significa que, mesmo sem realizar a reação diretamente, podemos calcular a variação de entalpia total utilizando dados de reações intermediárias conhecidas. A lei de Hess é essencial para a compreensão de processos termodinâmicos e para a realização de cálculos em química que envolvem mudanças de energia.

Fixação dos conceitos

1. O que afirma a lei de Hess?
2. Por que a lei de Hess é útil em termodinâmica e química?
3. Como a entalpia de formação do dióxido de carbono pode ser determinada utilizando a lei de Hess?
4. O que representa ΔH na lei de Hess?
5. Como podemos calcular a variação de entalpia total de uma reação utilizando a lei de Hess?

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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.

Clique aqui para baixar as orientações para a pesquisa do 2º bimestre

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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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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