Aula Sobre Gases

Aula Sobre Petróleo

Hipertônico e Hipotônico

Em fenômenos de difusão, quando um soluto é transportado por um fluido líquido ou gasoso de um meio mais concentrado para um menos concentrado, ou osmose (quando o fluido envolvido é a água), os termos hipertônico e hipotônico são definidores da análise de movimento e sentido das partículas quando separadas de um meio com concentração diferente.

Um meio hipertônico é justamente aquele que apresenta concentração de um soluto maior em relação a outro meio. Este, por sua vez, é hipotônico em relação ao primeiro. Assim, essas classificações só podem ser empregadas em sentido de comparação e não como definição primária da característica osmótica de uma solução.

Exemplos:

1)      Num caso extremo, ao por sal doméstico em algumas folhas de alface, pode-se perceber que após algum tempo as mesmas estão murchas. Isso se deve ao fato da água presente nas folhas fluírem para dissolver o sal adicionado: portanto, o sal agiria como um meio hipertônico em relação às folhas de alface; enquanto que as mesmas como um meio hipotônico.

Vale ressaltar que a classificação do sal como uma solução altamente concentrada não se aplica, já que se encontra em estado sólido. A classificação como meio assume posição mais aceitável.

2)    Uma hemácia (célula que constitui o sangue) encontra-se em estado túrgido quando é posta em um meio hipotônico em relação a ela. Desse modo, o fluxo de água é de fora para dentro (contrário ao fluxo presente no exemplo acima) e corre o risco de a hemácia se romper (hemólise).

3)    Caso a célula em questão fosse de um vegetal, por haver parede celular suficientemente resistente, esta iria apenas apresentar turgidez ou plasmólise (quando inserida num meio hipertônico).

A osmose reversa, como o próprio nome sugere, ocorre quando um solvente é retirado de um soluto através de uma pressão fornecida (contrariando o gradiente de concentração – o princípio de existência da difusão em geral). Assim, faz-se uso de uma membrana permeável apenas pelo solvente.

Alguns exemplos de osmose reversa são:

• Dessalinização da água do mar (embora outros métodos possam ser empregados para a separação);
• Desmineralização de água para produção de fármacos e emprego em procedimentos clínicos (como a hemodiálise);

Essa técnica torna-se mais viável técnica e economicamente quando os solutos são de baixa massa molecular. Uma vez que a pressão fornecida é relativamente elevada e o processo pode ser muito lento.

Fonte:http://www.infoescola.com/fisico-quimica/hipertonico-e-hipotonico/

Grandezas Químicas

GRANDEZAS - CONCEITO

Grandeza pode ser definido com tudo aquilo que pode ser medido, como por exemplo:

tempo → segundos, minutos, horas, dias, etc.

volume → litros, metros cúbicos, mililitros, etc.

massa → gramas, toneladas, quilogramas, etc.

A medida de uma grandeza é feita por comparação com uma grandeza padrão convenientemente escolhida. Desta forma, a medida de massa de um corpo é feita comparando-se a massa de um determinado corpo com a massa de um padrão adequadamente escolhido.

Quando se diz que uma determinada pessoa possui uma massa de 65 kg, podemos interpretar este resultado como da seguinte maneira:  a pessoa possui uma massa 65 vezes maior do que o padrão utilizado para medir a sua massa, ou seja, 1 kg.

Dependendo da quantidade de matéria utilizamos uma determinada grandeza para medir a sua massa.

Por exemplo:

Matéria	Grandeza utilizada para medir a massa
comprimido	mg
pessoa	Kg
automóvel	ton

E para medir a massa de um átomo ou uma molécula qual será a grandeza utilizada?

UNIDADE DE MASSA ATÔMICA (U)

Átomos individuais são muito pequenos para serem vistos e muito menos pesados. Porém, é possível determinar as massas relativas de átomos diferentes, quer dizer, podemos determinar a massa de um átomo comparando com um átomo de outro elemento utilizado como padrão.

Em 1961, na Conferência da União Internacional de Química Pura e Aplicada (IUPAC), adotou-se como padrão de massas atômicas o isótopo 12 do elemento carbono (¹²C), ao qual se convencionou atribuir o valor exato de 12 unidades de massa atômica.

Uma unidade de massa atômica (1 u) corresponde desta forma a de massa de um átomo de isótopo 12 do carbono.

Portanto:

Obs.: O valor de 1 u é de 1,66 · 10^–24 g, o que corresponde aproximada-mente à massa de um próton ou de um nêutron.

Massa Atômica (MA)

Massa atômica é o número que indica quantas vezes a massa de um átomo de um determinado elemento é maior que 1u, ou seja, do átomo de ¹²C.

Comparando-se a massa de um átomo de um determinado elemento com a unidade de massa atômica (1u), obtém-se a massa desse átomo.

Exemplo

Quando dizemos que a massa atômica do átomo de ³²S é igual a 32 u, concluímos que:

– a massa atômica de um átomo de ³²S é igual a 32 u;

– a massa atômica de um átomo de ³²S é igual a 32 vezes a massa de do átomo de C-12;

– a massa de um átomo de ³²S é igual a 2,7 vezes a massa de um átomo de C-12.

Observação

O aparelho utilizado na determinação da massa atômica chama-se espectrômetro de massa. A medida é feita com grande precisão e o processo de determinação da massa do átomo é comparativo com o padrão, ou seja, o átomo de carbono-12.

Massa Atômica de um Elemento

A maioria dos elementos apresenta isótopos. O cloro, por exemplo, é constituído por uma mistura de 2 isótopos de massas atômicas, respectivamente, 35 e 37.

A massa atômica do cloro é dada pela média ponderada das massas isotópicas:

Portanto:

Sendo assim, a massa atômica de um elemento hipotético A, constituído dos isótopos naturais A₁, A₂, ...., A_n, pode ser calculada por:

Exemplo

Quando dizemos que a massa atômica do elemento cloro é 35,5 u, concluímos que:

– cada átomo do elemento cloro possui massa, em média, de 35,5 u;

– cada átomo do elemento cloro possui massa, em média, 35,5 vezes maior que da massa do C-12.

Massa Molecular (MM)

Os átomos reúnem-se para formar moléculas. A massa dessas moléculas é a soma das massas atômicas dos átomos constituintes.

Como as moléculas são formadas por um grupo de átomos ligados entre si, o padrão usado como base para relacionar as massas dessas moléculas é o mesmo usado para os átomos: a unidade de massa atômica (u).

Exemplo:

C₆H₁₂O₆ (C=12, H=1, O=16)

MM = 6 . 12 + 12 . 1 + 6 . 16

MM = 72 + 12 + 96

MM = 180 u

Significado:

Cada molécula de C₆H₁₂O₆ possui massa de 180 u, ou seja, 180 vezes maior que 1/12 do carbono-12.

Portanto:

ou ainda...

Vejamos outro exemplo:

Quando dizemos que a massa molecular da água H₂O é 18 u, concluímos que:

• a massa de uma molécula H₂O é igual a 18 u;

a massa de uma molécula H₂O é 18 vezes mais pesada que do átomo de carbono-12;

• a massa de uma molécula de água é 1,5 vezes mais pesada que um átomo de C-12.

Constante de Avogadro (N)

Sejam as seguintes amostras: 12 g de carbono, 27 g de alumínio e 40 g de cálcio. Experimentalmente verifica-se que o número de átomos N, existentes em cada uma das amostras, é o mesmo, embora elas possuam massas diferentes. Porém, quantos átomos existem em cada uma dessas amostras? Várias experiências foram realizadas para determinar esse número conhecido como número de Avogadro (N) e o valor encontrado é igual a:

Assim, o número de Avogadro é o número de átomos em x gramas de qualquer elemento, sendo x a massa atômica do elemento, portanto existem:

• 6,02 · 10²³ átomos de C em 12 g de C (MA_C = 12 u);

• 6,02 · 10²³ átomos de Al em 27 g de Al (MA_Al = 27 u);

• 6,02 · 10²³ átomos de Ca em 40 g de Ca (MA_Ca = 40 u).

Saiba mais sobre.....

Como foi determinado o Número de Avogadro

Rutherford determinou o número de Avogadro contando as partículas α (alfa) emitidas pelo rádio. Cada partícula α se transforma em um átomo de hélio e elas são emitidas com tanta energia que cada uma produz um sinal visível, numa placa de sulfeto de zinco (ZnS). Isso permite contá-las e, portanto, saber quantos átomos de hélio a amostra de rádio produz em um determinado intervalo de tempo.

Rutherford encontrou que 1 g de rádio produz cerca de 7,7 · 10^–6 g de hélio em um ano e calculou que, nesse tempo, 1 g de rádio emitiria 11,6 · 10¹⁷ partículas α (e, portanto, 11,6 · 10¹⁷ átomos de hélio).

Sendo assim ficamos com:

7,7 . 10^-6 g de He → 11,6 . 10¹⁷ átomos de He

    4 g (He)               →       N

Onde:

N = 6,02 . 10²³ átomos

Conceito de Mol

Segundo a União Internacional da Química Pura e Aplicada (IUPAC), mol é a quantidade de matéria que contém tantas entidades elementares quantos são os átomos de carbono-12 contidos em 0,012 kg do C-12.

Constante de Avogadro é o número de átomos de C-12 contidos em 0,012 kg de C-12 e seu valor é
6,02 · 10²³mol ^-1.

Portanto:

Sendo que, por exemplo:
• 1 mol de laranjas contém → 6,02 · 10²³ laranjas;
• 1 mol de grãos de areia contém → 6,02 · 10²³ grãos de areia;
• 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 elétrons contém → 6,02 · 10²³ elétrons, etc.

Massa Molar (M)
Massa Molar de um Elemento
A massa molar de um elemento é a massa em gramas de 1 mol de átomos, ou seja, 6,02 · 10²³ átomos desse elemento. A massa molar de um elemento é numericamente igual à sua massa atômica expressa em gramas.
Exemplo:
Al (MA = 27 u)

Massa Molar de uma Substância

A massa molar de uma substância é a massa em gramas de 1 mol de moléculas da referida substância. A massa molar de uma substância é numericamente igual à sua massa molecular expressa em gramas.

Exemplos
a)  CO₂ (C = 12 u ; O = 16 u)
MM = 1 · 12 + 2 · 16
MM = 12 + 32 = 44 u
Logo, ficamos com:

b)  NaCl (Na = 23; Cl = 35,5)
MM = 1 · 23 + 1 · 35,5
MM = 23 + 35,5 = 58,5 u
Logo, ficamos com:

Massa Molar de um Íon
A massa molar de um íon é a massa de 1 mol de íons em gramas que é numericamente igual à massa de íon expressa em gramas.
Exemplo:

Logo, ficamos com:

Quantidade de Matéria ou Quantidade em Mols (n)
Exemplo 1
Quantos mols de átomos correspondem a 280 g de ferro? (Fe = 56 u)
Resolução:

Quantos mols de moléculas correspondem a 88 g de dióxido de carbono (CO₂)? (C = 12u, O = 16 u)
Resolução:

Concluímos, portanto, que estes cálculos podem ser generalizados pela fórmula:

Onde temos:
• n = quantidade em mols
• m = massa em gramas
• massa molar em gramas/mol

Fonte: http://www.profpc.com.br/grandezas_qu%C3%ADmicas.htm

Classificação de Substâncias Puras

 

A matéria, quando constituída por um conjunto de átomos ou de moléculas quimicamente iguais, recebe o nome de substância pura  ou de espécie química. Por que podemos definir como quimicamente iguais? Porque fisicamente os átomos do mesmo elemento podem ser diferentes; poderemos ter isótopos.

Desse modo, por exemplo, o hidrogênio, o ferro e a água são substâncias puras. Logo: substância pura é a espécie de matéria constituída por átomos ou moléculas quimicamente iguais, de modo a apresentarem características bem definidas.

Assim, se numa porção de matéria existirem átomos ou moléculas quimicamente diferentes não teremos uma substância pura, teremos então uma mistura.

Tanto as substâncias puras como as misturas podem receber diversas classificações, conforme determinadas características comportamentais ou sua natureza.

As misturas poderão ser classificadas conforme o seu aspecto, homogêneo ou heterogêneo, e este segundo aspecto conforme ao seu número de fases (bifásica, trifásica ou polifásica). Ou segundo o seu comportamento sob aquecimento, eutética ou azeotrópica.

As substâncias puras requerem um menor número de classificações, pois apresentam menor complexidade em relação às misturas. Por exemplo, podem ser abordadas como simples ou compostas. Assim:

● Substância pura simples: é toda substância formada por átomos de um único elemento químico.

Exemplos: cobre (Cu), formado unicamente por átomos de cobre. Hidrogênio (H₂), formado unicamente por átomos do elemento hidrogênio. Ozônio (O₃), formado unicamente por átomos do elemento oxigênio.

● Substância pura composta: é toda substância formada por átomos de dois ou mais elementos químicos.

Exemplos: água (H₂O), formada por átomos de dois elementos: hidrogênio e oxigênio. Gás carbônico (CO₂), formado por átomos de dois elementos: carbono e oxigênio. Carbonato de cálcio (CaCO₃), formado por átomos de três elementos: cálcio, carbono e oxigênio.

Dessa forma, a tabela abaixo traz algumas substâncias puras encontradas em nosso cotidiano, juntamente com a sua fórmula molecular e com a sua classificação.

SUBSTÂNCIA SIMPLES	FÓRMULA MOLECULAR	CLASSIFICAÇÃO
cloro	Cl2	simples
gás carbônico	CO2	composta
ácido nítrico	HNO3	composta
enxofre	S8	simples
sacarose	C12H22O11	composta
cobre	Cu	simples
ácido sulfúrico	H2SO4	composta
glicose	C6H12O6	composta
nitrogênio	N2	simples
hélio	He	simples
ferro	Fe	simples
bicarbonato de sódio	NaHCO3	composta

As substâncias simples pertencerão, predominantemente, aos estados físicos sólido (no caso dos metais, por exemplo) e gasoso (no caso o gás oxigênio, por exemplo). As duas únicas substâncias puras simples líquidas são o mercúrio e o bromo. O primeiro é conhecido por ser o único metal líquido, o segundo apresenta-se como um líquido extremamente volátil de coloração avermelhada.

Fonte:http://www.infoescola.com/quimica/classificacao-de-substancias-puras/

Nomenclatura dos Sais

Sal é toda substância que, em solução aquosa, sofre dissociação, liberando pelo menos um cátion diferente de H+ e um ânion diferente de OH-. Existem certos tipos de sal que contém oxigênio na sua fórmula, porém, outros não o possuem. O sal que tem oxigênio é denominado de sal oxigenado.
Exemplos:
AgNO₃ (nitrato de prata)
CuSO₄ (sulfato de cobre)
CaCO₃ (carbonato de cálcio)
O sal que não tem oxigênio em sua fórmula chama-se sal não-oxigenado.
Exemplos:
KCl (cloreto de potássio)
NaCl (cloreto de sódio)
CaCl₂ (cloreto de cálcio)
Nomenclatura dos sais:
Os nomes dos sais são formados pela mudança de sufixos que provém do ácido que originou o ânion participante do sal. Veja:
Sufixo do ácido          Sufixo do ânion
-idrico                                   -eto
-ico                                       -ato
-oso                                      -ito

Nome do sal → ..................... de .......................
                                  nome do ânion                           nome do cátion

Demostração:
KCl: este sal é derivado do ácido clorídrico, de acordo com a tabela acima o sufixo do ácido é –idrico, portanto o sufixo do ânion será –eto.
Ânion (Cl-) + Cátion (K+)
Nomenclatura: Cloreto de potássio
Veja alguns exemplos:
CaSO₄
Ânion (SO₄^2- ) + Cátion (Ca²⁺)
Nomenclatura: Sulfato de cálcio
Mg(NO₃)₂
Ânion (NO^3-) + Cátion (Mg²⁺)
Nomenclatura: Nitrato de magnésio
Al₂ (SO₄)₃
Ânion (3 SO₄^2-) + Cátion (2 Al³⁺)
Nomenclatura: Sulfato de Alumínio
AgNO₃
Ânion (NO^3-) + Cátion (Ag+)
Nomenclatura: Nitrato de prata
FeSO₄
Ânion (SO₄^2-) ) + Cátion (Fe²⁺)
Nomenclatura: Sulfato ferroso ou Sulfato de ferro (II)
Muitos sais são obtidos a partir da reação de uma base com um ácido, um exemplo é a produção artificial em laboratório do sal de cozinha (NaCl): obtenção a partir da mistura de duas soluções, solução de hidróxido de sódio (NaOH) e de ácido clorídrico (HCl). Esse mesmo sal é encontrado de forma natural nas salinas e jazidas de sal-gema. 

Fonte:http://www.brasilescola.com/quimica/nomenclatura-dos-sais.htm

Classificações, Estruturação e Localização dos Elementos na Tabela Periódica

 

A Tabela Periódica traz uma ordem crescente dos elementos químicos em função do seu número atômico (somatório dos prótons existente no núcleo do átomo), proposta por Henry Moseley em 1913.

CLASSIFICAÇÕES PRINCIPAIS

1°) Elementos naturais e artificiais:

Os elementos naturais são aqueles que se encontram constituindo a matéria do nosso mundo físico. Entre eles, talvez dois não mereçam tal classificação, pois até hoje não foram isolados em quantidades visíveis, que são o frâncio e o astato.

Os elementos artificiais são aqueles fabricados em laboratórios de pesquisa nuclear. São classificados em cisurânicos (encontram-se antes do urânio) e transurânicos (encontram-se depois do urânio). O urânio possui número atômico 92.

2°) Metais, não-metais, semi-metais e gases nobres:

a) Metais: Constituem 76% dos elementos da TP, são bons condutores de calor e eletricidade, dúcteis e maleáveis, e sólidos em condições ambientes, com exceção do mercúrio (Hg, Z=80), que é líquido.

b) Não-metais: Constituem 11% dos elementos da TP, mas são os mais abundantes na Natureza. São maus condutores de calor e eletricidade, não são dúcteis nem maleáveis. Sólidos: C, P, S, Se, I; líquido: Br; gasosos: H, N, O, F e Cl.

c) Semi-metais: Constituem cerca de 7% dos elementos da TP, apresentam propriedades intermediárias entre os metais e os não-metais. São todos sólidos em condições ambientes.

d) Gases-nobres: Constituem cerca de 6% dos elementos da TP. São elementos quimicamente inertes, não participam de ligações químicas. São encontrados na Natureza de forma isolada.

• A TABELA PERIÓDICA ESTÁ DIVIDIDA EM 18 COLUNAS E 7 LINHAS:

COLUNAS: As colunas recebem o nome de grupos ou famílias, e dividem-se em A e B. Os elementos localizados nas famílias A são chamados de elementos representativos.

FAMÍLIA	NOME	ELEMENTOS
1A	Metais alcalinos	Li, Na, K, Rb, Cs, Fr
2A	Metais alcalinos terrosos	Be, Ca, Mg, Sr, Ba, Ra
3A	Família do boro	B, Al, Ga, In, Tl
4A	Família do carbono	C, Si, Ge, Sn, Pb
5A	Família do nitrogênio	N, P, As, Sb, Bi
6A	Calcogênios	O, S, Se, Te, Po
7A	Halogênios	F, Cl, Br, I, At
8A ou 0	Gases nobres	He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn

LINHAS: As linhas recebem o nome de Períodos ou Níveis, e são em número de 7.

PERÍODO	ESPECIFICAÇÕES
1°	Curtíssimo (2 elementos)
2°	Curtos (8 elementos cada)
3°
4°	Longos (18 elementos cada)
5°
6°	Muito longo (32 elementos)
7°	Incompleto (19 elementos atualmente)

• LOCALIZAÇÃO DOS ELEMENTOS NA TABELA PERIÓDICA:

CONFIGURAÇÃO ELETRÔNICA × FAMÍLIAS
Famílias A	Famílias B
…ns1                      →                    1A …ns2                      →                    2A …ns2 np1               →                    3A …ns2 np2               →                    4A …ns2 np3               →                    5A …ns2 np4               →                    6A …ns2 np5               →                    7A …ns2 np6               →              8A ou 0	…ns2 nd1                 →                    3B …ns2 nd2                 →                    4B …ns2 nd3                 →                    5B …ns2 nd4                 →                    6B …ns2 nd5                 →                    7B …ns2 nd6                 →                    8B …ns2 nd7                 →                    8B …ns2 nd8                 →                    8B …ns2 nd9                 →                    1B …ns2 nd10               →                    2B

CONFIGURAÇÃO ELETRÔNICA × PERÍODOS

…nxy  →  n = período Ex: …5s2 → 5° período …6p4 → 6° período

OBS: o período será o primeiro número quântico.

Fonte:http://www.infoescola.com/quimica/classificacoes-estruturacao-e-localizacao-dos-elementos-na-tabela-periodica/

Anel Aromático

O anel aromático é caracterizado pela existência de seis átomos de carbono e seis átomos de hidrogênio ligados em uma disposição espacial de ligações simples e duplas que se alterna, o principal representante desta classe é o benzeno.

São necessárias três características para se caracterizar um anel aromático, sendo:

- Estrutura planar (hibridização sp2)
- Duplas ligações alternadas.
- Obedece a regra de Huckel: 4n + 2 elétrons PI, onde n deve ser sempre um número inteiro.

As cadeias carbônicas formados por anéis aromáticos podem ser subdivididas em duas subclasses, sendo mononucleares e polinucleares.

Cadeias carbônicas que possuem apenas um anel aromático é designado por monucleares, já as cadeias carbônicas que possuem mais de uma anel aromático são designadas polinucleares e ão subdividas em duas subclasses, sendo núcleos isolados e núcleos condensados.

Núcleos isolados se caracterizam por cadeia carbônicas que contém anéis armáticos separados distintamentes. Enquanto que cadeias carbônicas condensadas ao anel aromático são chamados de núcleos condensados.

Fonte: http://www.infoescola.com/quimica/anel-aromatico/

Fórmula Molecular

 

Fórmula Molecular é a combinação de símbolos químicos e índices que expressam os números reais dos átomos de cada elemento presente em uma molécula.

Para a determinação da fórmula molecular é necessário primeiro obter a fórmula empírica, que é a fórmula que mostra os números relativos de átomos de cada elemento em um composto. Ela expressa a proporção dos átomos; por exemplo, na glicose a proporção é de um átomo de carbono, para dois de hidrogênio, para um de oxigênio, ou seja, CH₂O (1:2:1). O passo seguinte é calcular a massa dessa fórmula empírica. Sabendo que as massas atômicas desses elementos são iguais a: C = 12, H = 1 e O=16.

A partir da fórmula empírica (CH₂O), calculamos a massa dessa fórmula multiplicando as massas atômicas pelas suas respectivas massas:

C = 12. 1= 12
H = 1.2 = 2 O =16. 1 = 16__________
Massa de CH₂O = 30

Mas a fórmula empírica não indica por si só qual será a fórmula molecular, afinal de contas essa proporção de 1:2:1 se dá em todos os casos a seguir: CH₂O (conservante em solução de formalina), C₂H₄O₂ (ácido acético do vinagre), C ₃H₆O₃ (ácido láctico), entre outros.

Assim, outro dado importante que precisamos saber é a massa molar desse composto, que normalmente é determinada por um espectrômetro de massas.

Aparelho espectrômetro de massas utilizado para medir a massa molar das substâncias.
 

No caso da glicose, sua massa molar é de 180 g/mol. Depois, podemos calcular quantas vezes a massa da fórmula empírica “cabe” na massa molecular da substância:

180/30 = 6

Multiplicando as proporções em que cada elemento aparece na molécula por 6, temos a proporção de cada um na fórmula molecular:

C = 1. 6= 6
H = 2.6=12
O=1. 6= 6

Com a proporção definida (6:12:6), temos a fórmula molecular da glicose: C₆H₁₂O6

Fonte:http://www.brasilescola.com/quimica/formula-molecular.htm

Alotropia do Oxigênio

Alotropia se define como a propriedade dos elementos químicos de formar substâncias simples diferentes. Para entender melhor, uma pequena revisão: Quando a substância é formada apenas por um tipo de elemento é chamada de substância simples. Mas pode um mesmo elemento formar substâncias diferentes? Vejamos como o Oxigênio obedece a este princípio:

                                                

Esta é uma molécula de oxigênio que para formar a molécula de ozônio seria necessário apenas acrescentar um átomo de oxigênio. Dizemos então, que o Oxigênio possui duas formas alotrópicas: O₂ (oxigênio) e O₃ (ozônio). Alótropos, por sua vez, se definem como substâncias diferentes formadas pelo mesmo elemento.
                                              
     
Saiba agora sobre as duas moléculas do elemento oxigênio e veja como apenas um átomo a mais faz uma enorme diferença entre os dois compostos: As duas formas estão no estado gasoso e constituem gases presentes na atmosfera terrestre. Enquanto o oxigênio é um gás incolor e inodoro, o ozônio possui coloração azul e um cheiro desagradável. Ambos possuem funções específicas, veja quais:

- o gás oxigênio é fundamental para todo ser aeróbico, ou seja, todos aqueles que respiram, sem ele nossos pulmões param de funcionar e, então, morremos.

- o gás ozônio é responsável por formar uma camada protetora na Terra, mais conhecida como “camada de ozônio”. Esta última não permite que a radiação Ultravioleta proveniente do sol e nociva ao homem chegue até a superfície Terrestre.

Agora você já sabe, apesar de possuírem as fórmulas parecidas, o gás ozônio e o oxigênio constituem substâncias completamente diferentes, tudo graças a Alotropia por atomicidade, ou seja, ao número de oxigênios de cada espécie.

Fonte:http://www.brasilescola.com/quimica/alotropia-oxigenio.htm

Estequiometria

Está consolidado o conceito de que a Química estuda, principalmente, as reações que ocorrem ao se misturar duas ou mais substâncias (reagentes) para produzir outras substâncias, chamados de produtos. Mas quanto de cada reagente deve ser usado para se obter a quantidade de produto desejado? Este é justamente o objeto de estudo da estequiometria.


1. Determinação de fórmulas pela relação de massa

Unidade de massa atômica (u)

Os valores das massas atômicas utilizados são comumente arredondados.
Por exemplo:

Obs.: A massa atômica de um elemento é a média ponderada da massa de seus isótopos. Essa média ponderada leva em conta a quantidade de cada isótopo encontrado na natureza. 

Constante de AvogadroÉ uma constante da natureza que corresponde numericamente ao número de átomos da massa atômica de uma substância.

N = 6,022 . 10²³

Mol: é a massa molecular de uma substância.

Por exemplo:
Massa atômica do hidrogênio: 1 u
Massa atômica do oxigênio: 16 u

2. Cálculos estequiométricos
- Lei de Lavoisier: indica que numa reação química em um sistema fechado, a soma das massas dos reagentes é igual à soma das massas dos produtos. ("Na natureza nada se cria, nada se perde, tudo se transforma").

- Lei de Proust: indica que uma mesma substância apresenta sempre a mesma proporção dos elementos que a compõem.

- Lei de Gay-Lussac: indica que, nas mesmas condições de temperatura e pressão, os volumes dos gases participantes de uma reação química mantêm entre si uma relação de números inteiros e pequenos.

Obs.: Em CNTP (condições normais de temperatura e pressão - 273K e 1 atm) um mol de gás ocupa 22,4 L.


As reações químicas devem obedecer a essas leis. Por exemplo, para a obtenção de água deve-se reagir hidrogênio e oxigênio:   Esta é uma equação desbalanceada, pois, a quantidade de átomos de oxigênio do lado esquerdo (reagente 2) é diferente da quantidade de átomos de oxigênio do lado direito (produto 1)

Balanceando a equação:

  A quantidade de átomos dos reagentes é igual à quantidade de átomos dos produtos.


Outro exemplo de equação já balanceada:

Essa proporcionalidade também se estende para as massas moleculares (mols) e para as massas dos reagentes:

2 . 30 + 7 . 32 = 4 . 44 + 6 . 18
60 + 224 = 176 + 108 (I)

284 = 284 → equação equilibrada

Havendo excesso de reagente, haverá sobra deste. Por exemplo, se na reação (I) fossem colocados 100g de etano para reagir com 224g de oxigênio restariam 40g de etano após o término da reação.
Neste caso os 224g de oxigênio seriam a massa de reagente limitante.

Fonte: http://guiadoestudante.abril.com.br/estudar/quimica/estequiometria-677411.shtml

Bases de Arrhenius

De acordo com a teoria de Arrhenius, base é toda a substância que aumenta a concentração de íons hidroxila (OH^-) pela sua dissociação em meio aquoso. Assim, aumenta o pH do meio e diminui, por consequência, o pOH. De um modo geral, possuem sabor adstringente, além de reagirem com ácidos de Arrhenius formando algum sal e água.

Classificação

As bases de Arrhenius seguem determinadas classificações que, em tese, dependem do número de hidroxilas ligadas ao átomo central.
Quanto ao número de OH^- da molécula:

• Monobases: KOH, NaOH, LiOH;
• Dibases: Mg(OH)₂, Ca(OH)₂, Ba(OH)₂;
• Tribases: Al(OH)₃, Fe(OH)₃;
• Tetrabases: Sn(OH)₄, Pb(OH)₄;

Quanto à força (capacidade de dissociação):

• Fortes: Todos os hidróxidos de metais das famílias 1A e 2A. A exceção dos hidróxidos de berílio e de magnésio;
• Fracas: Os demais hidróxidos metálicos e de amônio (NH₄OH);

Quanto à solubilidade (meio aquoso);

• Solúveis: Todos os hidróxidos da família 1A e o hidróxido de amônio;
• Pouco solúveis: Hidróxidos da família 2A, em geral;
• Insolúveis: As demais bases. Sendo que, uma ínfima parcela sempre se dissolve, mas é desconsiderada em relação ao total.

Reações de Neutralização

A partir da definição de Arrhenius para um ácido e para uma base, a reação entre esses dois compostos, em solução aquosa, liberará algum sal (com pelo menos um cátion diferente de H⁺ e um ânion diferente de OH^-) e moléculas de água líquida.
Uma reação de neutralização pode ser esquematizada da seguinte maneira:

HA_(aq) + BOH_(aq) -> AB_(aq) + HOH_(l)

Vale lembrar que esta reação genérica é de uma neutralização total. Ou seja, o sal gerado é neutro (não possui OH^- ou H⁺ em sua molécula-íon). Para o caso de um sal ácido ou básico gerado, seguem as seguintes reações como exemplo (para efeito de análise, deve-se considerar que as espécies químicas das reações são 100% dissociáveis):
a) Sal ácido (Hidrogenossal):
H₂SO₄ + NaOH -> NaHSO₄ + H₂O
H₂CO₃ + NaOH -> NaHCO₃ + H₂O
b) Sal básico (Hidroxissal):
HCl + Mg(OH)₂ -> Mg(OH)Cl + H₂O
Fe(OH)₃ + H₂SO₄ -> Fe(OH)SO₄ + H₂O

Constante de Dissociação de uma Base

A constante de dissociação de uma base (K_b) é maior tanto quanto é a força desta. Assim, em bases fracas, K_b é um número pequeno.
O valor de K_b pode ser calculado da seguinte maneira (para uma base BOH genérica):

Onde, [B⁺] = concentração do cátion liberado pela base, [OH^-] = concentração íons OH^- liberados, [BOH] = concentração da base não dissociada.
Portanto, para bases fortes (cuja concentração base não dissociada é quase zero) os valores dessa constante tendem a números muito grandes e são, portanto, considerados indetermináveis.

Fonte: http://www.infoescola.com/quimica/bases-de-arrhenius/