26 - biologia química português

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(Parte 1 de 5)

Variação melânica da onçapintada, a onça preta alimenta-se de mamíferos, répteis, aves e peixes

Encenação de trecho de Navio Fantasma, de Wagner, apresentouuma mistura do clássico com o folclore do boi-bumbá e o samba pg. 02 ••Química – Ácidos pg. 04 pg. 06 ••Biologia – Cadeias alimentares pg. 08

••Português – Concordância verbal I pg. 10

Mais uma vez, Manaus foi transformada na capital lírica do Brasil. Termina, nesta semana, o XI Festival Amazonas de Ópera, evento que já se transformou em marco na cultura e no turismo de brasileiros e estrangeiros. Realizado pelo Governo do Amazonas por meio da Secretaria de Estado da Cultura, o evento está classificado entre os 10 mais importantes festivais líricos do mundo, sendo o maior evento do gênero da América Latina. Com uma programação de 17 espetáculos encenados por artistas nacionais e locais, o XI Festival Amazonas de Ópera começou no dia 20 de abril, com um concerto ao ar livre marcado pela mistura de ritmos. Ópera, carnaval e boi-bumbá tomaram o Centro Cultural Largo de São Sebastião. A apresentação de trecho da ópera Navio Fantasma, de Wagner, contou com participação de duas escolas de samba locais e fundiu a tradição da música wagneriana européia ao folclore do boi amazonense e ao samba brasileiro. O Festival de Ópera teve espetáculos, também, no Teatro Amazonas e no Centro Cultural Palácio da Justiça. A programação deste ano incluiu a ópera “Navio Fantasma”, do compositor alemão Richard Wagner (1813–1883); duas apresentações da Orquestra Petrobrás Sinfônica, tendo à frente o maestro Isaac Karabtchevsky, e o pianista Nelson Freire como solista convidado; um concerto em homenagem a Maria Callas, devido ao 30.° ano de sua morte; a ópera “Lady Macbeth do Distrito de Mtzensk”, do compositor russo Dmitri Shostakovich (1906-1975); o musical “A Sagração da Primavera”, do compositor russo, Igor Stravinsky (1882-1971); a ópera Poranduba, do compositor brasileiro Edmundo Villani-Côrtes, e encerra-se com um concerto com a soprano Nuccia Focile. Uma das grandes atrações deste Festival foi a estréia mundial da ópera “Poranduba” do compositor brasileiro Edmundo Villani Côrtes, que também é pianista, regente, arranjador e professor. O texto da obra é de Lúcia Pimentel Góes. A estréia foi no Teatro Amazonas, dia 20, com mais duas récitas nos dias 2 e 24 do mesmo mês. Essa peça, além dos solistas, teve a participação do Coral Infantil do Centro Cultural Cláudio Santoro, do Coral do Amazonas, Amazonas Filarmônica, com direção musical e regência de Marcelo de Jesus, direção cênica de Francisco Frias e Cenários de Renato Theobaldo. O encerramento está previsto para este sábado, dia 26, no Teatro Amazonas, com o concerto trazendo a soprano Nuccia Focile e a Orquestra Amazonas Filarmônica, que estará sob a regência do maestro titular Luiz Fernando Malheiro.

Mistura de ritmos é atração no

Festival de ÓperaMassas atômicas 1. MOL

O mol é uma unidade cujo valor corresponde ao número 6,02 x 10. Assim: 1 mol de átomos são 6,02 x 10átomos. 1 mol de moléculas são 6,02 x 10moléculas. 1 mol de íons são 6,02 x 10íons, etc. O número 6,02 x 10, representando pela letra N, é denominado número de Avogadro.

Aplicação

a) 10b) 1,0.10c)6,0.10

A densidade do alumínio, a 20°C , é igual a 2,7g/ml.Quantos átomos desse metal existem numa amostra que ocupa o volume de 10ml , a 20°C ? d)1,0.10 e)6,0.10

mm

Resolução:

V10

D = –––– = 2,7 = –––– →m=27 1mol →27g →6,0210átomos

2. ÁTOMO-GRAMA

Átomo-grama de um elemento químico é a massa, em gramas, de 1mol de átomos desse elemento. Para determinar o átomo-grama tornar a massa atômica do elemento expressa em gramas.

3. MOLÉCULA-GRAMA

Molécula-grama de uma substância é a massa, em gramas, de 1mol de moléculas dessa substância. Para determinar a molécula-grama tornar a massa molecular da substância expressa em gramas. Observações: Para compostos iônicos, o termo moléculagrama é substituído pelo termo fórmula-grama. Exemplo: A fórmula-grama do NaCl (58,5g) é a massa de 1 mol de cátions Nae 1mol de ânions Cl

4. ÍON-GRAMA

Íon-grama de uma espécie iônica é a massa, em gramas, de 1mol de íons dessa espécie iônica. Observação: Interpretação de fórmulas. Exemplo:

Uma molécula de H2O 6,02 x 10moléculas de H2O Um mol de moléculas de H2O

Aplicação

Qual o número de átomos existentes em 3,4g de amônia, NH3(g)? Dados: N=14u , H=1u . a)4,8. 10b) 4,8 .10c) 6.10 d)1,2 . 10e) 16. 10

Resolução: 1uma molécula de NH3 à 4 átomos à 17u 1 mol de moléculas de NH3 à 4.6,02.10átomos à 17g Regra de três: 17g ––––––––––– 4.6,02.10 3,4g —————– X 17X = 81,872 X=4,816.10

1.RELAÇÕES A PARTIR DOS COEFICIENTES DE UMA EQUAÇÃO

Os coeficientes, numa equação química, indicam a relação em número de moles das substâncias participantes. Esta relação em número de moles pode ser convertida em relação em número de moléculas, relação em massa, relação em volume. Exemplo: (H=1; O =16)

Equação: 2H2(g)+ 1O2(g)→2H2O(l)

2.LEI DA CONSERVAÇÃO DA MASSA (OU LEI DE LAVOISIER)

“Em uma reação química, a soma das massas dos reagentes é igual à soma das massas dos produtos.”

3.LEI DALTON OU LEI DAS PROPORÇÕES MÚLTIPLAS

Quando duas substâncias simples reagem entre si para formar compostos diferentes, se a massa de uma delas permanecer constante, a massa da outra substância irá variar numa relação de números inteiros e múltiplos.

4.LEI DAS PROPORÇÕES DEFINIDAS (OU LEI DE PROUST)

“Um composto químico é sempre formado pelos mesmos elementos químicos, combinados sempre na mesma proporção em massa.”

Exemplo:

De acordo com a lei de Proust, o composto H2O será sempre formado por hidrogênio e oxigênio combinados sempre na proporção em massa 1:8. Isso não quer dizer que a água não possa ser preparada a partir de 2g H2e 8g O2. Neste caso 1g de H2continua em excesso e não utilizado, após a combinação de 1g de H2com 8g de O2.

“Qualquer reação química obedece sempre à mesma proporção em massa”. Exemplo: De acordo com a generalização de Lei de Proust, esta reação obedecerá sempre à proporção em massa 1 : 8 : 9. A proporção torna possível calcular quantidades de reagentes e produtos envolvidos nesta reação.

1. CÁLCULO ESTEQUIOMÉTRICO Calcula as quantidades de reagentes ou produtos envolvidos em um processo químico. REGRA PRÁTICA: 1.°Conhecer a equação representativa da reação química. 2.°Ajustar os coeficientes da equação. 3.°Os coeficientes indicam a relação em número de moles que pode ser convertida em relação ao número de moléculas, em massa, em volume (proporção estequiométrica). 4.°Estabelecer uma regra de três envolvendo os dados do problema.

Aplicação

A reação da grafita, C(graf), com o enxofre, S8(rômbico), para formar sulfeto de carbono,

CS2(L), (utilizado como solvente), pode ser representada pela equação não-balanceada, a seguir:

C(grafite)+ S8(rômbico)→CS2(L)

Em relação a essa reação, responda aos itens abaixo. Dados os valores aproximados das

Química Professor CLÓVIS Barreto

Desafio Químico massas atômicas dos elementos : C=12u, S=32u a)Qual a quantidade de matéria de sulfeto de carbono, CS2(L), obtida na reação completa de 0,5mol de grafita ? b)Qual a massa de enxofre, S8(rômbico), necessária para fornecer 228g de sulfeto de carbono?

Solução: 1.° passo: Balanceamento

4C(grafite) + 1S8(rômbico) → 4CS2(L) 2.° passo:Proporções estequiométricas

4mols1mol 4mols
4 . 12g256g 4 . 76g

4C(grafite) + 1S8(rômbico) → 4CS2(L) a) 4mols –––––––– 4 . 76g 0,5mol –––––––– X X=38g b) 256g . S8(rômbico)–––––––– 4 . 76g . CS2

CASOS PARTICULARES DE CÁLCULO ESTEQUIOMÉTRICO 1. Reagentes em excesso. Quando o problema fornece a quantidade de dois reagentes, é provável que um deles esteja em excesso. Nesse caso: 1.°Determinar a quantidade de reagente que está em excesso. 2.°Resolver o problema baseado na quantidade de reagente que participa da reação.

2. Grau de Pureza

Em cálculo estequiométrico, importa a quantidade de substância pura existente em uma amostra de determinada percentagem de pureza. Para determinar a quantidade de substância pura presente em uma amostra, usar a expressão.

3. Rendimento

Rendimento de uma reação química é a relação entre a quantidade de produto obtida na prática e a quantidade esperada teoricamente:

Quantidade produzida n = ––––––––––––––––––––––– Quantidade esperada

Aplicações

01.(UFES) O número de moléculas de NO formadas, juntamente com água, na reação da amônia (NH3) com 3,60.10moléculas de oxigênio é:

a)3,60.10b) 2,8.10c) 2,40.10 d)1,80.10e) 6,02 .10 Resolução: 1)Montar a reação química :

NH3+ O2→NO + H2O 2)Balancear a reação química :

2NH3+5/2O2→2NO + 3H2O

3)Estabelecer as proporções estequiométricas :

2NH3+5/2O2→2NO + 3H2O
2 mols5/2mols 2mols 3mols

02. (USP) Quantos gramas de vapor-d’água se formam na decomposição de 0,100 mol de

a) 1,80b) 3,6 c) 5,40
d) 18,0e) 36,0

Resolução:

80g44g 36g
1mol1mol 2mol
0,1 mol————– –x

03. (UFMG) Num recipiente foram colocados 15,0g de ferro e 4,8g de oxigênio. Qual a massa de Fe2O3(s), formada após um deles ter sido completamente consumido? (Fe=56; O=16)

a) 19,8gb) 16,0g c) 9,6g
d) 9,9ge) 10,2g

Resolução:

2 molsmols 1mol
112g48g 160g

2Fe(s)+ O2(g)→1Fe2O3(s)

48g O2(g)——— 160g 4,8g O2——— –x

16g de Fe2O3, 15g de ferro estão em excesso e não devem participar do calculo estequiométricos.

Exercícios

Consultar a tabela periódica para ter a massa atômica dos elementos. 01.(PUC–RS) Assim como uma dezena indica 10 objetos, um mol indica:

a)60,2 x 10objetos b)6,02 x 10objetos c)6,02 x 10objetos d)6,02 x 10objetos e)0,602 x 10objetos

02.(PUC–RS) Um mol de ácido perclórico contém:

a)dois moles de átomos de hidrogênio; b)dois moles de átomos de cloro; c)três moles de átomos de cloro; d)três moles de átomos de oxigênio; e)quatro moles de átomos de oxigênio.

03.(Acafe–SC) O número de moles de átomos de hidrogênio em 30,1 x 10 moléculas de água é:

a)10b) 5 c) 10 x 30,1 x 10

d)2 x 30,1 x 10e) 60,2 x 10

04.(Med. Catanduva–SP) Adicionando-se

5 g de H2S a 3 moles de H2S, e a 3,01 x 10moléculas de H2S, a massa total será:

a)277gb) 135g c) 1,1 g
d)12,4 ge) n.d.a.

05.(UE. Londrina–PR) Na reação representada por H+ OHH2O, quantos cátions Hsão consumidos

para produzir 9,0g de água? (H =1; O = 16)

a)4,5b) 9,0 c) 3,0 x 10

d)6,0 x 10e) 9,0 x 10

01.(Unirio) Soluções de amônia são utilizadas com freqüência em produtos de limpeza doméstica. A amônia pode ser preparada de inúmeras formas. Dentre elas:

CaO(s)+ 2 NH4Cl(s)⇒2NH3(g)+ H2O(g) + CaCl2(s)

Partindo-se de 224 g de CaO, obtiveram- se 102g de NH3. O rendimento percentual da reação foi de: Dados:

Massas atômicas –H=1u; N= 14u; O=16u; Cl=35, 5u, Ca=40u) a) 100 b) 90 c) 80 d) 75 e) 70

02.(U.F.Santa Maria–RS) A massa de FeCl3 em gramas, produzida pela reação completa de 1,6g de Fé com HCl, de acordo com a equação não balanceada

Fe + HCl ⇒FeCl2+ H2, é:

a) 63,4 b) 126,8 c) 253,6 d) 317,0 e) 507,2

03.(Vunesp) Considere a reração em fase

0,15g de H2em condições de pressão e temperatura constantes, pode-se afirmar que: a) os reagentes estão em quantidades estequiométricas; b)O N2está em excesso; c)após o término da reação, os reagentes serão totalmente convertidos em amônia; d)a reação se processa com aumento do volume total; e)após o término da reação, serão formados

04.(MED. MARINGÁ–PR) Quantos átomos de oxigênio existem em 20g de carbonato de cálcio? a)36 x 10átomos; b)3,6 x 10átomos; c)0,36 x 10átomos; d)12 x 10átomos; e)1,2 x 10átomos.

05.(CESGRANRIO) A combustão de 36g de grafite (C) provocou a formação de 118,8g de gás carbônico. Qual foi o rendimento da reação?(C=12; O= 16)

Desafio

Químico Ácidos

Ácido de Arrhenius – Substância que, em solução aquosa, libera como cátions somente íons H(ou H3O). Nomenclatura

Ácido não-oxigenado (HxE): ácido + [nome do E] + ídrico

Exemplo: HCl – ácido clorídrico

Ácidos HxEOy, nos quais varia o nox de E:

Ácidos orto, meta e piro. O elemento E tem o mesmo nox. Esses ácidos diferem no grau de hidratação:

Nome dos ânions sem H ionizáveis– Substituem as terminações ídrico, osoe icodos ácidos por eto, itoe ato, respectivamente. Para lembrar: “Famosomosquitono bicodo pato” Classificação: Quanto ao número de H ionizáveis: •monoácidos ou ácidos monopróticos

•diácidos ou ácidos dipróticos

•triácidos ou ácidos tripróticos

•tetrácidos ou ácidos tetrapróticos Quanto à força: •Ácidos fortes, quando a ionização ocorre em grande extensão.

Exemplos:HCl, HBr, HI. Ácidos HxEOy, nos quais (y – x)³2, como HClO4, HNO3e H2SO4. •Ácidos fracos, quando a ionização ocorre em pequena extensão.

Exemplos:H2S e ácidos HxEOy, nos quais

(y – x) = 0, como HClO, H3BO3. •Ácidos semifortes, quando a ionização ocorre em extensão intermediária.

Exemplos:HF e ácidos HxEOy, nos quais (y – x) = 1, como H3PO4, HNO2, H2SO3.

Exceção:H2CO3é fraco, embora (y – x) = 1. Volatilidade

Todo composto iônico é não-volátil. Portanto os sais e os hidróxidos metálicos são não-voláteis

Principais ácidos voláteis: HF, HCl, HBr, HI, H2S, HCN, HNO2, HNO3e CH3–COOH Principais ácidos fixos ou não-voláteis:H2SO4 e H3PO4 Única base volátil:hidróxido de amônio.

Ácidos mais comuns na química do cotidiano Ácido clorídrico (HCl):

•O ácido impuro (técnico) é vendido no comércio com o nome de ácido muriático. •É encontrado no suco gástrico.

•É um reagente muito usado na indústria e no laboratório.

•É usado na limpeza de edifícios após a sua caiação, para remover os respingos de cal.

•É usado na limpeza de superfícies metálicas antes da soldagem dos respectivos metais.

Ácido sulfúrico (H2SO4)

•É o ácido mais importante na indústria e no laboratório. O poder econômico de um país pode ser avaliado pela quantidade de ácido sulfúrico que ele fabrica e consome.

•O maior consumo de ácido sulfúrico é na fabricação de fertilizantes, como os superfosfatos e o sulfato de amônio.

•É o ácido dos acumuladores de chumbo (baterias) usados nos automóveis;

Ácido nítrico (HNO3)

•Depois do sulfúrico, é o ácido mais fabricado e mais consumido na indústria. Seu maior consumo é na fabricação de explosivos, como nitroglicerina (dinamite), trinitrotolueno (TNT), trinitrocelulose (algodão pólvora) e ácido pícrico e picrato de amônio;

Ácido fosfórico (H3PO4)

•Os seus sais (fosfatos) têm grande aplicação como fertilizantes na agricultura; •É usado como aditivo em alguns refrigerantes.

Ácido acético (CH3– COOH)

•É o ácido de vinagre, produto indispensável na cozinha (preparo de saladas e maioneses).

Ácido fluorídrico (HF)

•Tem a particularidade de corroer o vidro, devendo ser guardado em frascos de polietileno. É usado para gravar sobre vidro.

Ácido carbônico (H2CO3)

•É o ácido das águas minerais gaseificadas e dos refrigerantes. Forma-se na reação do gás carbônico com a água:

Base de Arrhenius– Substância que, em solução aquosa, libera como ânions somente íons OH.

Classificação Solubilidade em água: •São solúveis em água o hidróxido de amônio, hidróxidos de metais alcalinos e alcalinoterrosos que são muito pouco solúveis. Os hidróxidos de outros metais são insolúveis.

Quanto à força: •São bases fortes os hidróxidos iônicos solúveis em água, como NaOH, KOH, Ca(OH)2e

Ba(OH)2. •São bases fracas os hidróxidos insolúveis em água e o hidróxido de amônio.

O NH4OH é a única base solúvel e fraca.

Bases mais comuns na química do cotidiano

Hidróxido de cálcio (Ca(OH)2)

•É a cal hidratada ou cal extinta ou cal apagada.

•É obtida pela reação da cal viva ou cal virgem com a água. É o que fazem os pedreiros ao preparar a argamassa.

•É consumido em grandes quantidades nas pinturas a cal (caiação) e no preparo da argamassa usada na alvenaria.

Amônia (NH3) e hidróxido de amônio (NH4OH)

•Hidróxido de amônio é a solução aquosa do gás amônia. Esta solução é também chamada de amoníaco.

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