Aula aberta: Scientific American

"O que é uma espécie?"

http://www2.uol.com.br/sciam/aula_aberta/o_que_e_uma_especie_.html

Metais

Galera, a pedidos, tirei um tempo para escrever um pouquinho sobre os metais ; )

Ligação metálica

Em nossas primeiras aulas, vimos dois tipos de ligação interatômica (entre átomos). Uma era a iônica -que ocorre entre metais e ametais - e a outra era a covalente - que ocorre entre ametais, entre ametais e hidrogênio, ou entre hidrogênios. 

Mas tem uma parte da história que não contei a vocês! Existe também a ligação metálica, que ocorre entre metais. Na verdade, a ligação metálica é bem mais fácil de entender do que as outras ligações.

O ponto de partida para se entender a ligação metálica é lembrar da característica principal de átomos de metal: eles tem tendência a perder elétrons. Isto nos leva a concluir que, em uma ligação entre vários átomos de metais, todos os átomos tendem a perder elétrons!

E isto de fato é o que acontece!! Em uma ligação metálica, todos os átomos perdem seus elétrons, tornando-se cátions. Os elétrons então ficam livres, podendo se espalhar por toda a estrutura do metal. Isto é o que se costuma chamar mar de elétrons. Portanto, concluímos que um metal é um aglomerado de cátions envoltos por um mar de elétrons livres. 

Este modelo explica, por exemplo, o motivo de metais serem bons condutores de eletricidade: é tudo por causa dos elétrons livres, que podem se mover pelo metal, conduzindo corrente elétrica (lembre-se de que corrente elétrica pode ser vista como um movimento ordenado de elétrons).

Ligas Metálicas

Ligas metálicas são uniões de dois ou mais metais, podendo incluir ainda ametais, mas sempre com predominância de elementos metálicos. 

As ligas metálicas são formadas pois muitas vezes as misturas de metais tem propriedades (resistência, maleabilidade, ductibilidade, etc.) superiores às dos metais isolados.

As ligas são produzidas, geralmente, por um aquecimento até que ocorra a fusão dos metais. No estado líquido, eles se misturam; o processo é terminado com um resfriamento controlado e consequente solidificação.

Você não encontrará as ligas na tabela periódica! Por exemplo, lá não tem o bronze nem o aço. Na tabela só são encontrados os elementos químicos! Lembre-se de que ligas metálicas são formadas por misturas de elementos.

Vejamos aqui alguns exemplos de ligas metálicas:

1) aço: esta é uma liga metálica formada de essencialmente ferro (elemento predominante) e carbono (até 2%, aproximadamente).  O carbono serve basicamente para aumentar a resistência do ferro. Quanto tem cromo e níquel em altas quantidades, passa a ser chamado de aço inoxidável, que como o próprio nome já diz, é bem resistente à oxidação.

2) bronze: esta liga é constituída basicamente de cobre (elemento predominante) e estanho (aproximadamente 10%). Este último tem como função aumentar a resistência mecânica do cobre, sem alterar sua ductibilidade. É uma liga de grande importância histórica, social e econômica.

                              

3) latão: esta é outra liga metálica bem conhecida, formada por cobre (~60%) e zinco (~30%). Ele tem baixa tendência à corrosão; elevada resistência à tração; é mais fácil de moldar do que o cobre ou zinco puro. Uma curiosidade: muitos materiais são feitos de latão (como instrumentos musicais de sopro, maçanetas, equipamentos médicos, etc) pois o cobre é bactericida, ou seja, ele tem a propriedade de eliminar bactérias.

Agora que você já sabe o que são as ligas metálicas, pode "jogar no Google" e pesquisar sobre alguma em particular sobre a qual você queira saber mais, seja por ter aparecido em alguma questão de vestibular ou por pura curiosidade científica!

Ótimos estudos a todos vocês!

Vamos fazer tudo valer a pena!

Galera!

Alguém acha que foi mal no simulado e está começando a desanimar?

Não vejo por quê. Na verdade, este é um motivo para esforçar mais.

Todos estão A UM MÊS DA PROVA MAIS IMPORTANTE DE SUA VIDA. Já pararam para pensar nisso? Por acaso já estão dedicando TODAS AS HORAS DISPONÍVEIS DO DIA para estudar? Já resolveram TODAS AS PROVAS ANTERIORES DO ENEM? Estão escrevendo PELO MENOS UMA REDAÇÃO POR DIA? Já PARARAM DE ENTRAR NO FACEBOOK o tempo inteiro? Já PARARAM DE SAIR todo final de semana? Já adotaram, afinal, uma postura de vestibulando?

Vamos lá, gente! Lembrem-se do ano que passamos. Todo sábado em sala de aula, de oito às cinco, tentando absorver conhecimento. FAÇAM TUDO ISSO VALER A PENA! Vocês tem UM MÊS. Parece pouco, mas não é. Se utilizado da maneira correta, este tempo pode ser o diferencial entre o sucesso e o fracasso.

Para quem ficou motivado, mas não sabe o que fazer, INSTRUÇÕES:

1) RESOLVER TODAS AS PROVAS ANTERIORES

Um mês. Não pensem que vão conseguir aprender todo o conteúdo programático da prova neste período. E esta, de fato, não é a estratégia mais eficiente a ser seguida.

Ao invés do conhecimento, que tal focarmos na HABILIDADE? Lembrem-se: para se dar bem em um concurso, não basta ser bom conteudista; muitas vezes é mais importante SABER FAZER A PROVA.

Por isso indico a resolução de provas antigas: com elas vocês se familiarizam com o formato, estilo e tamanho do exame; passam a ter clara ideia dos tópicos que mais são cobrados; aumentam a velocidade de leitura e a resistência ao cansaço; e todos estes fatores, sem dúvida, contribuem para um significativo aumento no desempenho.

Eu não falo estas coisas porque ouvi por aí e achei bacana: também passei por isso. Na minha época de vestibulando, fiz todos os exames anteriores disponíveis de todos os vestibulares da época. E acreditem, foi o que mais me ajudou a ser aprovado.

Resolvam todas as provas desde que foi implantado o NOVO ENEM (2009), inclusive as aplicadas em presídios e a que vazou. Esta é sem dúvida a melhor maneira de se preparar.

Obs: não sejam a Geração Informação que só sabe entrar no Facebook para jogar jogos sobre vacas e postar tirinhas inúteis falando que se fulano não fez isso, fulano não teve infância. Aproveitem tudo que a internet tem a passar! Como o ENEM é uma prova de nível nacional, há espalhados em sites de pré-vestibulares de todo o país GABARITOS COMENTADOS, muitas vezes de excelente qualidade, explicando de maneira detalhada como se resolvem as questões. Após refazer uma prova inteira, procure algum destes gabaritos e tente entender o que errou.

2) TREINAR REDAÇÃO

Não é preciso ser professor de redação para saber que esta é uma das partes mais importantes da prova. Dediquem-se e treinem bastante. Uma dica para manter a disciplina e regularidade, no caso de quem tem tempo, é fazer uma redação por dia. 

No momento da prova, como diz o Aerton, NÃO DEIXEM A REDAÇÃO PARA O FINAL. Muita gente não conseguiu terminar de passar a redação para o cartão-resposta no simulado. Lembrem-se de que uma redação não terminada é muito pior do que duas ou três questões múltipla escolha chutadas.

3) FOCO E FÉ

Não achem que o tempo é curto. Dá para fazer tudo o que recomendei e ainda sobra. Não caiam na armadilha do desânimo. Ele vai dizer pra vocês: "não adianta..." "não vou conseguir..." "é muita coisa..." "é pouco tempo..." 

É mentira! Agora justamente é a hora de dar o gás! Acreditem que vocês podem conseguir! Se direcionarem TODO O TEMPO DE VOCÊS DE MANEIRA EFICIENTE, ou seja, se fizerem o que recomendei, tenham certeza de que a probabilidade de aprovação é muito mais alta! Vamos sacrificar este mês para ganhar uma vida inteira! 

É ISSO AÍ! VAMOS PASSAR NESSA BUDEGA, PESSOAL!!!

Gabarito da UERJ - Química

Pessoal,

Segue um gabarito comentado do primeiro exame da UERJ. Ele pode ser útil no estudo para o segundo exame, e mesmo para a prova discursiva ; )

Clique aqui.

Bons estudos!!

Gabarito da UERJ - Matemática

Galerinha,
vou preparar um gabarito comentado com as questões de Matemática. Seguem-se as primeiras: Questão 22 e Questão 30. Em breve, postarei o restante. Clique aqui para ver o gabarito!
beijos,

Estequiometria em Reações Químicas

Hoje vamos a algumas dicas rápidas para como resolver questões de estequiometria com reações químicas.

Tomemos por exemplo a reação:

2H₂ + O2 →2H2O

Lemos esta equação da seguinte maneira: 2 moléculas de gás hidrogênio (H₂) reagem com 1 molécula de gás oxigênio (O2), formando 2 moléculas de água (H2O).

Mas como o número de moléculas é diretamente proporcional ao número de mols (1 mol = 6,02 X 10²³ moléculas), também poderíamos dizer: 2 mols de gás hidrogênio (H₂) reagem com 1 mol de gás oxigênio (O2), formando 2 mols de água (H2O)! E de fato, esta é a maneira mais usual de se pronunciar.

Se lhe for perguntado quantos mols de H2O se formam a partir de 8 mols de O2, o que fazer? 

Ex1) Quantos mols de H2O se formam a partir de 8 mols de oxigênio?

Temos de montar uma regra de três!

Esta regra de três tem a seguinte estrutura: na primeira linha, coloca-se a relação entre os mols que visualizamos diretamente na reação química. No nosso exemplo, a pergunta cita O2 e H2O, correto? Então temos de escrever a relação entre os mols que há entre oxigênio e H2O. Fica: 

1 mol de O2 ------ 2 mols de H2O

Na segunda linha, escrevemos a pergunta do problema. Leia lá novamente. Ele quer saber quantos mols de H2O formam-se a partir de 8 mols de O2. Portanto, escrevemos:

8 mols de O2 ----- x mols de H2O

Leia-se: 8 mols de O2 formam quantos mols de H2O?

Juntando as duas linhas, a regra de três completa fica:

1 mol de O2 ------ 2 mols de H2O                               ---> relação que vem diretamente da reação!

8 mols de O2 ----- x mols de H2O                               ---> pergunta do problema!

Leia-se: se 1 mol de O2 reage formando 2 mols de H2O, 8 mols de O2 reagem formando quantos mols de H2O?

Resolvendo, descobriríamos 16 mols de H2O.

A moral da história aqui é: na primeira linha da regra de três, sempre temos de colocar a informação proveniente da reação. Na linha de baixo, colocamos a pergunta do problema.

A coisa começa a ficar mais interessante com perguntas do tipo: qual a massa de H2O formada a partir de 64 g de oxigênio?

Ex2) Qual a massa de H2O formada a partir de 64 g de oxigênio?

Aqui entramos num dilema. Sabemos a relação entre os mols, vista diretamente na reação: 1 mol de O2 forma 2 mols de H2O. Mas a pergunta do problema está em massa! Não em mols! 

A estratégia a seguir será:

1. escrevo a relação em mols, visualizada diretamente na reação;
2. na linha de baixo, transformo esta relação para massa;
3. escrevo a pergunta do problema em massa;
4. ignorando a primeira linha, resolvo a regra de três.

Neste caso, a primeira linha seria, como no exemplo anterior:

1 mol de O2 ------ 2 mols de H2O

Depois, na linha de baixo, passo esta informação para massa, conforme os métodos do texto anterior (http://pvs-npo.blogspot.com.br/2012/06/relacao-entre-massa-e-mol.html). Ficamos com: 

1 mol de O2 ------ 2 mols de H2O

16 g de O2 -------- 2 * 18 g de H2O              --> relação acima transformada para massa!

E na terceira e última linha, escrevo a pergunta do problema:

64 g de O2 -------- y g de H2O

Montando tudo, ficaríamos com: 

1 mol de O2 ------ 2 mols de H2O                   ---> relação em mol!

16 g de O2 -------- 2 * 18 g de H2O               ---> informação de cima (mol) transformada para massa!

64 g de O2 -------- y g de H2O                       ---> escrevo a pergunta do problema, em massa!

Ignorando a primeira linha (em mol, já transformada para massa), resolvemos e obtemos 144 g de H2O.

Então o segredo é este, galera! Se a pergunta estiver em termos de massa (99% das questões são assim) sempre escrevam a relação em mol (que está na reação) e a transformem para massa na hora de montar a regra de três.

Boa prova a todos e até mais.

Relação entre Massa e Mol

O presente texto se destina a tratar de um assunto que provavelmente vai cair na UERJ e CEDERJ. Estequiometria!

O próprio nome do assunto já assusta, não é verdade? De fato, é um assunto complicado. Mas vamos ver que não existe tanto motivo para drama depois que entendemos os conceitos e os treinamos com exercícios. 

Nosso primeiro passo é entender o que de fato é o mol. O mol é uma quantidade. Simples. Nada mais que isso. Por exemplo: o que é uma dúzia? 12. Mas 12 o quê? Qualquer coisa! Ovos, bananas, formigas. Uma dezena? 10. Uma centena? 100. Um milhar? 1000. Um mol? 602000000000000000000000.

É um número grande, como pode-se notar. Ele poderia ser usado para medir qualquer coisa (ovos, bananas, formigas!), mas o que se mede em mols são coisas muito pequenas, tais como átomos e moléculas. Se fôssemos medir, por exemplo, o número de átomos contidos em 72 g de água, acharíamos 8000000000000000000000000000 átomos. Aposto que você não sabe nem ao menos pronunciar este número. Mas esta mesma quantidade são simples 4 mols. Mais conveniente expressar desta maneira, não acha?

Outra coisa: como é um número muito grande, o mol é sempre escrito em notação científica. Desta maneira, temos que 1 mol =  6,02 X 10²³.

Pare, releia, e veja se entendeu.

Agora, o pulo do gato: lembre-se de que 'massa' também é uma medida de quantidade (de matéria). Portanto, podemos converter de mol para massa, e vice-versa. Por exemplo, em 1 mol de água, temos 18 g. Em 1 mol de ácido sulfúrico, temos 98 g. Em 16 g de hélio, temos 8 mols. Em 684 g de sacarose, temos 2 mols.

Mas como fazer esta conversão? Melhorando a pergunta: qual a relação entre a massa e o mol? 

Está na tabela periódica! Pegue a sua. Procure, na legenda dela, a massa atômica. Achou? Então: esta massa atômica é também chamada massa molar, e seu significado é o seguinte: é a massa, em gramas,  que está contida em 1 mol (6,02X10²³ átomos) de dado elemento.

Por exemplo, cate a massa molar do oxigênio. É 16, correto? O que isto significa? Que em 1 mol de oxigênio (ou seja, 6,02 X 10²³ átomos de oxigênio), temos 16 gramas. Simples! Faça isto para outros elementos. Quantas gramas temos em 1 mol de cloro? 35,5 g!! Porque a massa molar do cloro é 35,5.

A unidade de massa molar é g/mol. Dizemos que a massa molar do oxigênio é 16 g/mol. A massa molar do cloro é 35,5 g/mol.

É muito fácil perder o significado das coisas conforme avançamos nos estudos. Isto não pode acontecer. Enquanto estiver aprendendo este assunto, não esqueça nunca o que significa a massa molar: é a massa, em gramas, que está contida em 1 mol (6,02X10²³ átomos) de dado elemento.

O mesmo vale para as substâncias (união de elementos). Para encontrarmos a massa molar de uma substância, basta somarmos as massas molares dos átomos que a compõem. No caso da água, por exemplo: são dois átomos de hidrogênio e um de oxigênio. Daí, sua massa molar será duas vezes a massa molar do hidrogênio (1X2) mais uma vez a do oxigênio (16). No total, 18 g/mol (lembra-se de que eu disse lá em cima que em 1 mol de água temos 18 g?)

A massa molar da sacarose (C₁₂H₂₂O₁₁, esta molécula adora cair no vestibular) é 12 vezes a massa molar do carbono (12X12=144), mais 22 vezes a do oxigênio (22X1=22) mais 11 vezes a do oxigênio (11X16=176). Ao total temos 342 g/mol.

Para aplicar tudo isto na prática, podemos usar a boa e velha regra de três, sempre útil. Caso não tenha intimidade com ela, use fórmulas. Por exemplo, para converter de massa para mol, ou vice-versa, use a fórmula n=m/MM, onde n é o número de mols, m é a massa em gramas, e MM é a massa molar, em g/mol. 

Tendo isto em mente, fica bem mais fácil entender e resolver questões mais complicadas de estequiometria, que envolvam soluções e reações químicas. Procurem exercícios resolvidos (nos sites de vestibular das universidades sempre tem) sobre este assunto e vejam se vocês compreendem melhor agora. 

Amanhã vou postar uma breve explicação de como se utilizam estes conceitos para resolver questões de estequiometria em reações químicas. Até!