Planejativo

Grandezas químicas

Modelos atômicos

Distribuição eletrônica

Números quânticos

Classificação periódica

Propriedades periódicas

Ligações químicas

Geometria molecular

Hibridização de orbitais

Forças intermoleculares

Radioatividade

Propriedades da matéria

Substâncias puras e misturas

Materiais de laboratório

Tratamento da água e do esgoto

Estudo dos ácidos

Estudo das bases

Potencial hidrogeniônico (pH) e Indicadores ácido-base

Estudo dos sais

Estudo dos óxidos

Ácidos, bases, sais e óxidos importantes

Reações inorgânicas

Fórmulas químicas

Balanceamento de reações

Cálculo estequiométrico

Reagente limitante ou em excesso

Variáveis de estado e Transformações gasosas

Densidade, Efusão e Difusão de gases

Poluição ambiental, Efeito estufa e Chuvas ácidas

Mistura dos gases

Polaridade das ligações e das moléculas

Separação de misturas

Pureza e Rendimento

Leis ponderais

1. Grandezas químicasA Química é uma ciência exata que estuda as transformações da matéria, bem como suas propriedades. Para tanto, os químicos utilizam grandezas e unidades de medidas específicas. Nesse resumo vamos conhecer algumas das grandezas químicas: massa atômica, massa molecular, número de Avogadro, mol e massa molar.a) Massa Atômica (MA)Definição: A medida de uma grandeza é feita por comparação com uma grandeza da mesma espécie, escolhida como unidade de medida.  Massa atômica A União Internacional de Química Pura e Aplicada (IUPAC) estabeleceu como padrão de massas atômicas o átomo de carbono-12. A massa de 1/12 do isótopo carbono-12 é chamada de unidade de massa atômica. Logo, a massa atômica é o número que indica quantas vezes um átomo de um determinado elemento químico é mais pesado que 1/12 do isótopo carbono-12. Para se calcular a massa atômica de um elemento químico, deve-se levar em consideração a composição isotópica do elemento e os números de massa de cada isótopo. Exemplos: O elemento oxigênio é formado pelos átomos oxigênio-16 (8O16), oxigênio-17 (8O17) e oxigênio-18 (8O18), sendo que a participação desses átomos na formação do elemento oxigênio, em porcentagem é de 99,76%, 0,04% e 0,20%, respectivamente. A massa atômica do oxigênio é determinada pela média aritmética ponderada das massas atômicas dos átomos isótopos constituintes: (16*99,76 + 17*0,04 + 18*0,20)/100 = 16 u O valor 16 que átomos do elemento oxigênio são 16 vezes mais pesados do que 1/12 do carbono-12. O símbolo “u” indica a unidade de medida da massa dos átomos. O cloro apresenta dois isótopos na natureza, o cloro-35 e o cloro-37, sendo que a abundância do Cl-35 é de 75% e do Cl-37 é de 25%. A massa atômica média desses átomos é: (75*35 + 25*37)/100 = 35,5 u. b) Massa Molecular (MM)A massa molecular é a soma das massas dos átomos que formam a molécula. Exemplo: Calculando a massa da molécula de água (H2O), temos: Massa atômica do hidrogênio: 1 u Quantidade de átomos na molécula: 2 Contribuição para a massa molecular: 2*1 = 2 u Massa atômica do oxigênio: 16 u Quantidade de átomos na molécula: 1 Contribuição para a massa molecular: 16*1 = 16 u MMágua = 16 + 2 = 18 u A massa da molécula de água é 18 vezes maior que 1/12 da massa do carbono-12. Massa fórmula (MF) é a medida das massas atômicas de cada íon num composto iônico. Tomando como exemplo o cloreto de sódio (NaCl), temos: Íons fórmula: Na+Cl- Massa atômica do Na: 23 u Massa atômica do Cl: 35,5 u MFNaCl = 23 + 35,5 = 58,5 u. c) MOLMol é a quantidade de matéria que contém tantas entidades elementares (átomos, moléculas, íons, etc) quanto são os átomos contidos em 0,012 Kg de carbono-12. Experimentalmente conclui-se que uma amostra de 0,012 Kg de carbono-12 é formada por 6,02*1023 átomos. Logo, mol é a quantidade de 6,02 * 1023 partículas quaisquer. ➢ 1 mol de átomos contém→ 6,02 * 1023 átomos; ➢ 1 mol de moléculas contém → 6,02 * 1023 moléculas; ➢ 1 mol de íons contém → 6,02 * 1023 íons; ➢ 1 mol de morangos contém →6,02 * 1023 morangos. O número 6,02 * 1023 é chamado de Constante de Avogadro, e sua unidade é mol-1. Ele representa a quantidade de átomos que constitui a massa atômica de um elemento quando esta é expressa em gramas. A massa de 6,02 * 1023 unidades de massa atômica (u) corresponde a um grama. Dessa forma, podemos concluir que: ➢ Em 12g de carbono-12 há 6,02 * 1023 átomos (MAC-12 = 12 u); ➢ Em 56g de ferro há 6,02 * 1023 átomos (MAFe = 56 u); ➢ Em 24g de magnésio há 6,02 * 1023 átomos de magnésio (MAMg = 24 u). d) Massa MolarMassa molar é a massa em gramas de um mol de entidades elementares, tais como átomos, moléculas e agregados iônicos. A unidade de massa molar é g/mol, e seu símbolo é M. Ela é numericamente igual à massa atômica (MA) ou à massa molecular (MM). Assim, temos: ➢ 1 mol de oxigênio (MA = 16 u) possui massa igual a 16g (MO = 16 g/mol); ➢ 1 mol de cálcio (MACa= 40 u) possui massa igual a 40g (MCa= 40 g/mol); ➢ 1 mol de água (MMágua = 18 u) possui massa igual a 18g (Mágua= 18 g/mol). Pode-se calcular o número de mols presentes em uma amostra através de uma expressão onde a massa e a quantidade de matéria são grandezas proporcionais: n = m/M Onde n é o número de mols; m é o número de massa, em gramas; M é a massa molar da substância, em g/mol. Exemplo:  Quantos mols de moléculas há em 88g de dióxido de carbono (CO2) ? (C = 12 u ; O = 16 u) A massa atômica da molécula: MACO2 = 12 + (16*2) = 44 u A massa, em gramas, de um mol da molécula: MCO2 = 44 g/mol Substituindo: n = 88/44 n = 2 mols. 2. Número de AvogadroNúmero ou constante de Avogadro é o número de espécies (6,02 x 1023 átomos, moléculas, íons, etc) existentes quando a massa atômica e a massa molecular de um elemento são expressas em gramas. Exemplo: Sabem-se as massas atômicas dos seguintes elementos: C = 12 u; Al = 27 u e Fe = 56 u. Se trocarmos as unidades de massas atômicas por gramas, então serão 12 g de C, 27 g de Al e 56 g de Fe e se determinarmos o número de átomos em cada amostra, chegaríamos a um mesmo número: 6,02 x 1023 átomos.Fonte:<a href="ttp://educacao.globo.com/quimica/assunto/estequiometria/grandezas-quimicas.html" target="_blank">Globo Educação </a>- Disponível em <<a href="http://educacao.globo.com/quimica/assunto/estequiometria/grandezas-quimicas.html" target="_blank">http://educacao.globo.com/quimica/assunto/estequiometria/grandezas-quimicas.html</a>> Acesso em 5 abr. 2022. <a href="https://www.kuadro.com.br/posts/grandezas-quimicas/#:~:text=A%20Química%20é%20uma%20ciência,Avogadro%2C%20mol%20e%20massa%20molar." target="_blank">Kuadro </a>- Disponível em <<a href="https://www.kuadro.com.br/posts/grandezas-quimicas/#:~:text=A%20Química%20é%20uma%20ciência,Avogadro%2C%20mol%20e%20massa%20molar." target="_blank">https://www.kuadro.com.br/posts/grandezas-quimicas/#:~:text=A%20Química%20é%20uma%20ciência,Avogadro%2C%20mol%20e%20massa%20molar.</a>> Acesso em 5 abr. 2022.