Etapas fundamentais para a elaboração de relatórios.

 

Prof. Luiz Alessandro

Profª Chaiane Cristina

Principais Etapas de um Relatório

·            1. CAPA

·            2. INTRODUÇÃO

·            3. OBJETIVOS

·      3.1. Objetivo geral

·         4.  MATERIAIS E MÉTODOS

·                 5. RESULTADOS E CONSIDERAÇÕES

·             6. REFERÊNCIA BIBLIOGRÁFICA

1. CAPA

Deve-se informar

 

·         Nome da escola (Centralizado no início da folha)

·         Título (Centralizado No meio da folha, Caixa alta)

·         Equipe (lado direito, abaixo do título)

·         Local e data. (Centralizado no fim da folha)

2. Introdução

          Neste tópico, deve-se:

 

·             Descrever em linhas gerais o assunto a ser tratado, e os principais conceitos.

·            Buscar na literatura (livros, internet..) as definições, características e especificidades da prática que se refere ao relatório.

·            Justificativa: mostrar o porque do desenvolvimento do trabalho, e a importância do mesmo.

 

         Lembre-se, a identificação e delimitação clara é  o primeiro passo para o entendimento do trabalho.

 

3. Objetivos

 

Objetivo Geral

 

·         Informar, de maneira geral para que esta fazendo o trabalho, que metas espera alcançar com o desenvolvimento da prática.

·         Usar sempre verbos no infinitivo. (Ex: Avaliar, demonstrar, analisar.)

         

4. Materiais e Métodos

         

·         Deve ser listado todo o material é o método adotado para alcançar os resultados. ( dados qualitativos/quantitativos)

 

·         Deve ser feito de modo bastante detalhado, permitindo que o leitor possa reproduzir o mesmo procedimento e obter resultados semelhantes.

         

         

5. Resultados e Considerações

·            Utilizar tabelas e gráficos para a apresentação dos resultados. O titulo das tabelas deve ser apresentado acima das mesmas, e dos gráficos abaixo.

 

·            Deve ser feita a descrição de todos os dados obtidos.

 

·            Deve-se argumentar em função dos resultados obtidos, com base em sua experiência e outros autores.

 

·            Deve ser atrelado aos objetivos, respondendo ao que se foi proposto no inicio do estudo.

6. Referência Bibliográfica

         

·         Todas as citações utilizadas no texto deverão ser agrupadas  no final do relatório, dentro deste ítem.

 

·         Usualmente utiliza-se a Norma ABNT NBR 1472- Elaborar de modo ordenado, por nome do autor, em ordem alfabética. Em caso de fonte de internet, colocar data e endereço de acesso.

 

Aula Soluções _ 2.o ano

Pessoal do segundo ano, neste link, vocês podem baixar a aula de soluções.


Professor Luiz

Curva de Aquecimento/resfriamento

Curvas de aquecimento ou resfriamento

São curvas obtidas, construindo, num diagrama cartesiano, o gráfico da temperatura de um corpo em função do calor trocado por ele. Este gráfico será chamado de curva de aquecimento, se o corpo estiver recebendo energia térmica, ou curva de resfriamento, se o corpo estiver cedendo energia térmica.

Influência da pressão na mudança de fase

Como é do seu conhecimento, uma substância pura pode apresentar-se em três estados de agregação (ou fases): sólido, liquido e gasoso. Quando uma substância muda de estado, sofre uma variação de volume. Isto significa que alterações da pressão externa podem ajudar ou dificultar a mudança de estado. Anteriormente, nos limitamos a mudanças que acorrem com pressão externa fixa de 1 atmosfera. Sob essa pressão, vimos, por exemplo, que a água entra em ebulição na temperatura de 100ºC. No entanto se, por exemplo, diminuirmos a pressão externa, a água entrará em ebulição em temperaturas menores. Em cidades como Curitiba, que está a 900 metros acima do nível do mar, a água entra em ebulição em uma temperatura inferior a 100ºC. Isto acorre porque nessa altitude a pressão atmosférica é menor do que 1 atmosfera. Analisaremos agora as influências conjuntas da pressão e da temperatura no estado de agregação. A figura a seguir representa o diagrama de estado típico da maioria das substâncias:

Como exemplo, temos diagrama de fase para o dióxido de carbono (CO2).

Por esse diagrama, vemos que, em temperatura de –56,6ºC e sob pressão de 5  atmosferas, o CO2 pode apresentar em equilíbrio as três fases. Sob pressão de 1 atmosfera, não ncontramos o CO2 no estado líquido: ele está no estado sólido ou gasoso. Analisaremos, agora, separadamente as três curvas:

Curva de fusão

Durante a fusão, a maioria das substâncias se expandem. Para essas, um aumento de pressão dificulta a fusão e, assim, acarreta em um aumento da temperatura de fusão.

Há, porém, algumas substâncias, que se contraem durante a fusão. É o caso, por exemplo, da água, do ferro e do bismuto. Para essas substâncias, um aumento de pressão facilita a fusão. Desse modo, o aumento de pressão acarreta uma diminuição na temperatura de fusão.

Curva de Vaporização

Os pontos da curva de vaporização correspondem aos valores de pressão e temperatura em que a substância entra em ebulição. Todas as substâncias expandem-se ao entrarem em ebulição e assim, um aumento de pressão dificulta a ebulição. Portanto, em tal situação, ocorre um aumento da temperatura de ebulição.

Temperatura Crítica

Existe uma temperatura, denominada temperatura crítica acima da qual, por maior que seja a pressão, a substância encontra-se no estado gasoso. Por isso é costume fazer uma distinção entre gás e gás e vapor:

·         Gás é uma substância no estado gasoso, acima da temperatura crítica.

·         Vapor é uma substância no estado gasoso abaixo da temperatura crítica.

Curva de sublimação

Os pontos da curva de sublimação correspondem aos valores de pressão e temperatura em que podem ficar em equilíbrio os estados sólido e gasoso. Quando uma substância passa do estado sólido para o gasoso, aumenta de volume e, assim, um aumento de pressão dificulta a transformação. Portanto, o aumento de pressão acarreta um aumento da temperatura em que ocorre a sublimação.

Estados físicos da matéria

A matéria pode ser encontrada em três estados físicos: sólido, líquido e gasoso.

Ponto de fusão e ponto de ebulição


Ponto de fusão (P.F.): É a temperatura constante na qual um sólido se transforma em líquido.


Ponto de ebulição (P.E.): É a temperatura constante na qual um líquido se transforma em vapor.


Observe o gráfico:

Vamos juntos agora interpretar o gráfico:

• No intervalo de tempo em que ocorre a fusão da substância (água), coexistem a fase sólida e a fase líquida, e a temperatura permanece constante;

• Ao atingir a temperatura de 100 0C (a 1 atm - pressão atmosférica), a água líquida começa a ferver (líquido-vapor) e, durante todo o tempo em que ocorre essa mudança de estado, a temperatura permanece constante até que todo o líquido se transforme em vapor (nesse intervalo de tempo, coexistente a fase líquida e a fase vapor);

• Conhecidos os pontos de fusão e de ebulição de uma substância, é possível prever seu estado físico em qualquer temperatura. Se a temperatura dessa substância estiver abaixo do seu ponto de fusão, ela se encontrará no estado sólido; se estiver acima do seu ponto de ebulição, estará no estado gasoso; se estiver compreendida entre o ponto de fusão e o ponto de ebulição, estará no estado líquido.

Vamos continuar à interpretação do gráfico:


• Os trechos paralelos ao eixo do tempo (patamares) mostram mudanças de estado físico, já que a temperatura permanece constante;


• A fusão e a solidificação ocorrem à mesma temperatura;


• A ebulição e a condensação acontecem também à mesma temperatura.


Caso seja utilizado uma massa de gelo maior do que a usada na experiência, observamos que tudo ocorrerá da mesma forma, só que gastando mais tempo. No gráfico teremos maior intervalos representando o tempo de fusão e de ebulição.

CONCEITOS FUNDAMENTAIS - Aula 5

1) QUÍMICA: 

           É a Ciência que estuda a matéria, as transformações químicas por ela sofrida e as variações de energia que acompanham essas transformações.

É uma das ciências físicas ou naturais, bem como a Física e a Geologia, porque, como essas, busca, em última análise, resolver os problemas apresentados pela natureza.

 É uma Ciência tão amplamente incorporada ao nosso dia-a-dia que dificilmente poderíamos imaginar um aspecto qualquer da vida moderna completamente dissociada da Química.

a) MATÉRIA - é tudo o que tem massa.

        Exemplos: as pedras, madeiras, água, ar, etc.

b) CORPO - é qualquer porção limitada da matéria.

       Exemplos: lápis, cadeira, prego, etc.

c) OBJETO - é um corpo fabricado para ter aplicações úteis ao homem.

       Exemplos: uma mesa de madeira, um copo, etc.

d) SUBSTÂNCIA - é uma determinada espécie ou qualidade da matéria.

      Exemplos: sal, ferro, açúcar, etc.

SUBSTÂNCIAS SIMPLES - são formadas por átomos de um mesmo elemento químico.

      Exemplos: H₂ , O₂ , N₂ , etc.

SUBSTÂNCIAS COMPOSTAS - são formadas por átomos ( ou íons ) de elementos químicos diferentes.

      Exemplos: H₂O , CO₂ , etc.

ENERGIA - É tudo aquilo que pode modificar a matéria, provocar ou anular movimentos e, ainda, causar sensações.

      Exemplo: Chama de uma vela,

ESTRUTURA DA MATÉRIA

A 2 500 anos atrás, Demócrito e Leucipo, filósofos Gregos, já diziam que os objetos visíveis se compunham de minúsculas partículas indivisíveis e invisíveis a qual denominaram átomos. ( a = não; tomos = divisão).

No final do século XVIII surgiram as leis das combinações químicas. Estas leis só puderam ser aplicadas com base na aceitação do fato de que toda  matéria é constituída por partículas indivisíveis, os átomos.

No início do século XIX (1803), os cientistas passaram a aceitar definitivamente a existência do átomo, graça às explicações, em bases experimentais, dadas por  John Dalton.

O conjunto de afirmações feitas por ele sobre o átomo ficou conhecido como teoria  atômica de Dalton. Basicamente eram estas as afirmações:

- Toda a matéria é formada por partículas extremamente pequenas, os átomos.

- Os átomos são indivisíveis.

- O número de átomos diferentes que existem na natureza é relativamente pequeno.

- A formação dos materiais se dá através de diferentes associações entre átomos iguais ou não. Tais associações são os átomos-compostos.

Enquanto alguns cientistas procuravam demonstrar que a matéria é formada por átomos, outros pesquisavam e apresentavam evidências de que o átomo é formado por partículas menores.

Vejamos então como essas pesquisas evoluíram:

*               1833 - O cientista inglês Michel Faraday (1791 - 1867) realizou em 1833 experiências com fenômenos da eletricidade, estabelecendo  as leis que regem a obtenção de metais puros, por intermédio da passagem da corrente elétrica através de uma solução aquosa (eletrólise).

*               1877 -Em 1877, o sueco Svante August Arrhenius (1859 - 1927), ao procurar explicações para as leis da eletrólise de Faraday, estabeleceu a teoria iônica. De acordo com essa teoria, certas substâncias, quando dissolvidas em água, fazem surgir cargas elétricas. Arrhenius deu a essas cargas o nome de íons, que seriam segundo ele, “átomos carregados de eletricidade”.

1891 - Quatorze anos mais tarde, em 1891, o irlandês George Johnstone Stoney (1826 -             -   1911) calculou a quantidade mínima de carga elétrica negativa da matéria, observada nas experiências de Faraday e Arrhenius. A esta carga mínima deu o nome de ELÉTRON.  Mais  tarde comprovou-se que essa carga mínima denominada de elétron é uma das partículas constituintes do átomo.

*               As evidências sobre as  partículas constituintes do átomo começaram a surgir de maneira mais concreta no final do século XIX, com as experiências de descargas elétricas em gases rarefeitos.

*               1859 - A experiência que deu início às descobertas das partículas atômicas foi realizada em 1859 pelos cientistas alemães Henrich Geissler (1814 - 1879) e Julius Plucker (1801 - 1898). Ao fazerem passar uma corrente elétrica num tubo contendo gás rarefeito, ou seja um gás submetido a baixa pressão, esses dois cientistas observaram o surgimento de uma luz esverdeada.

*               1876 - A  partir dessas observações, outro alemão, Eugen Goldstein (1850 – 1930)  demonstrou, em 1876, que a luz esverdeada que surgia no tubo provinha do eletrodo negativo      (cátodo) e denominou-a  raios catódicos. Usando um cátodo perfurado observou estrias luminosas através dos  furos, às quais deu o nome de raios canais.

*               1879 - Em 1879, o inglês Willian Croockes (1822 - 1919) aperfeiçoou o tubo de raios catódicos que passou a ser denominado  ampola de Crookes, e iniciou uma longa série de experiências sobre a descarga elétrica através de gases. Por meio dessas experiências descobriu uma série de propriedades dos raios catódicos. São elas:

- Os raios catódicos são perpendiculares ao cátodo. Mudando a posição do ânodo, não há modificação na trajetória dos raios catódicos.                                                                                 - Os raios catódicos têm massa.                                                                                                     -  Os raios catódicos são retilíneos.                                                                                                -  Os raios catódicos tem carga elétrica negativa.

*               1886 - Por meio de novas experiências, Goldstein demonstrou, em 1886, que os raios canais são íons de gás rarefeito contido no tubo. Provou também que esses íons, de carga positiva eram repelidos pelo ânodo e atraídos pelo cátodo  e que, ao colidirem com o cátodo, tinham sua carga neutralizada. Goldstein notou que alguns íons que atravessavam os orifícios (canais) do cátodo provocam estrias luminosas na região posterior do mesmo. Observou ainda que a massa destes raios canais era maior que a dos raios catódicos e que essa massa variava com a natureza do gás rarefeito contido no tubo.

*               1897 - Em 1897, o cientista inglês Joseph John Thomson (1856 - 1940),  em colaboração com o físico neozelandês Ernest Rutherford ( 1871 - 1937 ), determinou a relação entre a carga ( q ) e a massa das partículas dos raios catódicos, verificando que q/m é uma constante. Thomson chegou à conclusão de que estas partículas estavam presentes em qualquer tipo de matéria e deu a elas o nome sugerido por G. J. Stoney para as partículas elementares de carga negativa: ELÉTRONS.

1904 - Thomson formulou, alguns anos mais tarde, em 1904, uma teoria sobre a estrutura atômica da matéria. Segundo essa teoria, o átomo seria uma esfera carregada positivamente  que, para tornar-se neutra, tinha elétrons negativos distribuídos em sua superfície. Esse modelo ficou conhecido por plum-pudding (pudim de ameixa).

*               Uma vez que as substâncias naturais são neutras, a existência de uma carga negativa implica a existência de uma carga positiva a qual foi denominado PRÓTON  por Rutherford e isolada por Anderson  e Millikan em 1932.

 1907 -  Entre 1907 e 1910, o físico neozelandês Ernest Rutherford , o cientista alemão Hans Geiger (1882 - 1945) e o inglês Ernest Marsden ( 1889 - 1970 ) efetuaram uma série de experiências com materiais radiativos. Rutherford, a partir da observação dessas experiências, propôs um novo modelo atômico: o átomo nuclear.

Segundo o modelo de Rutherford, o átomo é constituído de uma região central, chamada núcleo, muito pequena e de grande massa que concentra toda a carga positiva. Circundando esta região central, a uma considerável distância, giram as cargas negativa.

Em suas experiências Rutherford observou que a massa do núcleo era muito maior que a sua carga. Destas observações, concluiu então que no núcleo deveriam existir partículas sem carga elétrica e de massa quase igual à do próton.

Em 1932, James Chadwich provou a existência dessas partículas observadas por Rutherford e deu a elas o nome de NÊUTRONS.

Desta forma o modelo atômico de Rutherford sofreu uma modificação. Este modelo atômico está bem perto daquele que estudamos hoje. “O átomo é um sistema descontínuo formado por um núcleo extremamente pequeno e pesado, o qual é dotado de cargas elétricas positivas. Em torno do núcleo, guardando uma certa distância, giram diminutas cargas elétricas negativas que constituem a eletrosfera”.

Para justificar a estabilidade do elétron em redor do núcleo do átomo,  Niels Henrik David Bohr  (1885 - 1962) deu tratamento matemático. Para explicar esta estabilidade estabeleceu-se proposições que se tornaram os “Postulados de BOHR”.

a) Os elétrons giram espontaneamente em redor do núcleo em órbitas circulares bem definidas, sem perder nem absorver energia.

b) Quando um elétron passa de uma órbita para outra, emite ou absorve determinada quantidade de energia ( fóton ) dada pela expressão: q = h . f

De acordo com Bohr, os elétrons possuem órbitas bem definidas, estas órbitas  estão em regiões que recebem o nome de camadas. Nos átomos existem 7 camadas: K, L, M, N, O, P e

Q e cada camada admitem um número máximo de elétrons

. 

Pelo que foi descrito até agora podemos concluir que o átomo é divisível e é constituído de duas regiões distintas: Núcleo e Eletrosfera e cada uma dessas regiões é formada por partículas ainda menores, prótons, nêutrons e elétrons, respectivamente.

Prótons - Partícula que apresenta carga elétrica positiva unitária (+1) e massa unitária  ( 1 ).

Nêutrons - Partícula sem carga elétrica e de massa praticamente igual a do próton.

Elétrons - Partícula que apresenta carga elétrica negativa unitária (- 1), de massa reduzida, ou seja, 1840 vezes menor que a do próton.

Observação: Estes valores são relativos. 

DIMENSÕES DO ÁTOMO E DO NÚCLEO

O diâmetro dos átomos é em torno de 10^{-8 cm ou 1} Å  ( Å = Ansgströn )

O diâmetro do núcleo é de 10^{-12 a 10-13 cm, ou seja 10 000 a 100 000 vezes menor que o diâmetro do átomo.}

MODELO ATÔMICO ATUAL

O modelo atômico de Rutherfor- Bhor sofreu muitas “reformas”para que se chegasse ao modelo atual. A primeira alteração foi proposta pelo cientista alemão Arnold Johannes Wilhelm  Sommerfeld (1869 - 1951), que admitiu que os elétrons, além de orbitais circulares, descrevem também órbitas elípticas ao redor do núcleo.

 

 Desse modo foram admitidas órbitas circulares e elípticas de diferentes excentricidades (mais ou menos achatadas) e com diferentes conteúdos de energia, constituindo uma camada.

A CONTRIBUIÇÃO DE  DE  BROGLIE

Por volta de 1923, o cientista francês Louis  de  Broglie (1892) apresentou uma equação em que mostrava que qualquer corpo em movimento estaria associado a um fenômeno ondulatório.

Se você tentar imaginar uma bola de futebol ou mesmo um grão de poeira associado a uma onda, poderá achar tudo confuso, mas o fato é que no mundo atômico as partículas possuem um comportamento duplo de partícula e onda. Assim, o elétron por exemplo, apresenta a natureza de uma partícula-onda, ou seja, composta-se ao mesmo tempo como partícula e como onda.

Desse modo, o elétron em movimento obedece às leis dos fenômenos ondulatórios, isto é, sofre reflexão, refração, etc., como ocorre com a luz e o som.

Com relação a uma partícula-onda, tal como o elétron em seu movimento em torno do núcleo, o físico alemão Werner Heisenberg (1901 - 1976) enunciou em 1927, um princípio bastante complexo, conhecido hoje como Princípio da Incerteza: “É impossível determinar simultaneamente a posição exata e a velocidade de uma partícula-onda num dado instante”.

O ORBITAL

De acordo com as idéias de de Broglie (partícula-onda) e de Heisenberg (princípio da incerteza), Ervin  Schrödinger (1887 - 1961) propôs, em 1926, uma teoria chamada  Teoria  da Mecânica  Ondulatória, na qual apresenta uma equação que dá a probabilidade de localização do elétron em torno do núcleo. Nessa teoria o autor estabelece o conceito de Orbital:

“Orbital é a região do espaço ao redor do núcleo em que é muito grande a probabilidade de se localizar o elétron”.

Assim, conforme as concepções de Schrödinger, surge o modelo atômico ondulatório que ainda é a base dos conceitos modernos acerca da estrutura atômica.

TIPOS E FORMAS DOS ORBITAIS

Existem diferentes tipos de orbitais, os quais são designados pelas letras  s, p, d  e f.

Matematicamente deduziu-se o formato de cada orbital.

O orbital “s” apresenta  forma  esférica:

O orbital “p” apresenta forma de duplo-ovóide. Existem os orbitais  p_x , p_y   e  p_z .

Os orbitais  “d”  e  “f “apresentam formas complexas.

NÚMERO ATÔMICO E NÚMERO DE MASSA

Número Atômico ou Número de Moseley (Z) de um átomo é o número de prótons contidos no núcleo desse átomo.

Z = número de prótons

Observação - Se o átomo estiver  no estado natural (fundamental) o número atômico (Z) é igual ao número de elétrons.

Número de Massa (A) de um átomo é a soma do número de prótons e nêutrons do núcleo desse átomo.


                                       A =  nº de prótons    nº de  Nêutrons

                           

                                 Estado Natural de um átomo

	Nº de Prótons  =  Z Nº de Elétrons =  Z Nº de Nêutrons =  A - Z

Observação: Para indicar os números atômicos (Z) e de Massa (A) junto ao símbolo do elemento químico usamos a convenção estabelecida pela Internacional Union of Pure and Applied Chemistry (IUPAC). De acordo com essa entidade Internacional, o número atômico deve ser escrito à esquerda e um pouco abaixo do símbolo, e o número de massa é indicado acima do símbolo do átomo.


A = nº de Massa                      A
            X                                    X
Z = nº Atômico                          Z

ELEMENTO QUÍMICO

É o conjunto de todos os átomos com o mesmo número de prótons, ou seja, com o mesmo número atômico.

Cada elemento químico recebe um nome e uma abreviação chamada Símbolo,  e que  é usado internacionalmente.

Símbolo: Convenção criada em 1814 por Jöns Jakob Berzelius (1779 - 1848). Consta da letra inicial maiúscula ( ou a inicial maiúscula seguida de outra letra minúscula ) do nome do elemento ( em geral, do nome latino). Essas letras devem ser escritas em caracteres de imprensa   ( letra de forma ).

Alguns elementos químicos cujos os símbolos não tem relação com o nome em português.

Nome em Português                  Símbolo                                  Nome Oficial

Antimônio                                        Sb                                    Stibium

Chumbo                                           Pb                                    Plumbum

Cobre                                               Cu                                   Cuprum

Enxofre                                             S                                     Sulfur

Escândio                                          Sc                                    Scandium

Estanho                                            Sn                                   Stannum

Fósforo                                              P                                   Phosphorus

Itérbio                                              Yb                                  Ytterbium

Ítrio                                                   Y                                  Yttrium

Mercúrio                                          Hg                                  Hydrargyrus

Ouro                                                Au                                  Aurum

Potássio                                             K                                  Kalium

Prata                                                Ag                                  Argentum

Sódio                                               Na                                  Natrium

Tungstênio                                        W                                 Wolfram

Estrôncio                                         Sr                                  Strontium

ISÓTOPO - são átomos com mesmo número atômico (Z) e diferentes números de massa  (A).

          

	Observação: Os átomos de um mesmo elemento químico, quimicamente são iguais, pois as propriedades químicas dependem do número de elétrons, que é o mesmo em todos os átomos desse elemento. No entanto, como o número de nêutrons é variável, um mesmo elemento geralmente tem átomos com números de massa diferentes, sendo, então, fisicamente diferentes.

ISÓBARO - são átomos com diferentes números atômicos (Z), mas possuem o mesmo número de massa (A).

  

ISÓTONOS - são átomos de diferentes números atômicos (Z) , diferentes números de massa (A), porém com mesmo número de nêutrons.

nº  de nêutrons para o Cl                        nº de nêutrons para  o Ca

     A =  Z  +  n                                             A =  Z  +  n

     n  =   A  -  Z                                            n  =   A  -  Z

     n  =   37  -  17                                         n  =  40  -  20

     n  =   20                                                  n  =  20