3° Med.exa / Bio.hum
Liane TM 52
Mauro TM 48
Dimitri TM 29
Patrick TM 32
Márcio TM 27
Tessalonicenses 5:10 "Que morreu por nós, para que, quer vigiemos, quer durmamos, vivamos juntamente com ele."
terça-feira, 30 de setembro de 2008
segunda-feira, 29 de setembro de 2008
domingo, 28 de setembro de 2008
Aula Jesus
Aula 45
Conceitos:
Complexo ativado*: Estrutura intermediária entre os REAGENTES e os PRODUTOS, com ligações químicas intermediárias entre as ligações dos reagentes e produtos.
Energia de Ativação: energia necessária à formação do complexo ativado dessa reação
Colisões: Dois tipos as efetivas (necessárias para que ocorra a reação, geometria favorável) e as inúteis (aquelas com geometria desfavorável).
Condições: Para que haja uma reação deve haver TRÊS fatores indispensáveis:
I – Haver Colisão;
II – Haver a colisão com geometria favorável;
III – Essa colisão TEM de que “ocorrer” com uma energia igual a da energia de ativação ou superior a mesma.
Considerações: Devemos todos saber interpretar um gráfico, sendo assim temos que: quanto maior for a energia de ativação da reação, menor será a velocidade dessa reação (pare e pense no gráfico).
Outro fator que influencia muito a reação é a temperatura, devemos sempre num exercício considerar o meio com sua temperatura e a VIZINHANÇA.
Resumindo:
O aumento de temperatura gera um aumento na energia cinética das moléculas que acarreta um número de moléculas com energia superior a energia de ativação, tendo isso temos colisões efetivas e portanto, o aumento na velocidade da reação, lembre-se isso tudo deve-se ao aumento da temperatura.
ATENÇÃO NÃO SE ESQUEÇA: REGRA DE VAN´T HOFF – UMA ELEVAÇÃO DE 10° NA TEMPERTAURA DUPLICA A VELOCIDADE DAS REAÇÕES (VIDE PAG 60 AP 06.)
Aula 46
Comentário:
Vimos na aula 45 a influência da temperatura, agora vamos analisar a influência da concentração dos REAGENTES na VELOCIDADE da reação
Conceitos :
Reações elementares: São aquelas que acontecem numa única etapa;
[ Existem reações que acontecem em várias etapas, com isso temos a etapa lenta sendo a determinante da velocidade da reação justamente por se a mais lenta ]
temos :
2 A + 2 B <-----> 2 E
v = k [A]²[B]² ( CONCENTRAÇÃO)
v = k (pA)²(pB)² (PRESSÃO PARCIAL)
Em caso de dúvida, vide pág 61 ap 06.
ATENÇÃO*
Conclusão: O aumento da concentração dos reagentes faz com que em um certo volume existam mais moléculas, tendo isso temos mais colisões e mais colisões significa uma reação mais rápida.
Lembrando que a prova do Jesus sempre teve muita cobrança na parte teórica, então preste atenção e fixe bem os conceitos.
Aulas 47 e 48
Comentário:
Nas aulas passadas vimos a relação Concentração e Temperatura na velocidade da reação. Agora veremos a influência da SUPERFÍCIE DE CONTATO e os CATALISADORES.
Conceitos:
Catalisador: Substância que abaixa a energia de ativação de uma reação e, conseqüentemente, aumenta sua velocidade;
Catálise: Reação na presença de catalisador ( Homogênea, Heterogênea )
Catálise Homo: Única fase, isto é catalisador e reagentes em uma fase somente.
Catálise Hetero: Sistema polifásico.
Teoria dos catalisadores:
Catálise Homogênea, o catalisador faz com que a formação da energia de ativação seja facilitada através da fixação das moléculas do reagente em sua superfície para aumentar o número de colisões efetivas, facilitando a formação do complexo ativado diminuindo a velocidade da reação.
Catálise Heterogênea, semelhantemente a homogênea, a vantagem está na dispersão do catalisador. Quanto maior a superfície maior será sua ação catalítica.
Aula 49 a 51
Comentário:
Essa aula requer um pouco mais de atenção embora o conceito seja simples, a dificuldade se encontra na fixação de seu conteúdo.
Reação reversível
aA+bB <---------> cC+dD
vi = ki [A][B] ambos elevados aos seus respectivos coeficientes (a,b)
Vii = Kii [C][D] ambos elevados aos seus respectivos coeficientes (c,d)
Repare que agora temos a eq dos reagentes E dos produtos.
Temos que para que com o decorrer do tempo Vi diminua e Vii aumenta até que todos os reagentes sejam consumidos. Após isso temos o sistema em equilibro vi=vii, a concentração dos reagentes como a dos produtos mantêm-se todas constantes.
V1=V2 à k1 [A][B] (expoentes) = k2 [C][D] (expoentes) -> k1/k2 = [A][B]/[C][D]
TEMOS ENTÃO a KC ( CONSTANTE DE EQUILÍBRIO ) ( O MESMO PARA PRESSÃO )
Kc = [C][D]/[A][B] (expoentes)
Grau de equilíbrio:
N° de mols do reagente consumido / N° inicial do reagente = grau de equilíbrio.
Dica: Vide gráficos na pág 66 da ap 06.
Aula 52 – Equilíbrio Gasoso
Comentário:
Aula bastante simples com a mesma idéia de raciocino da aula passada.
Conceitos: kp - constante de equilíbrio, válido somente para compostos GASOSOS.
Ex:
CaCo3(s) <--------------> Cao(s)+CO2(g)
Kc = [CO2]
Kp = (pCO2)
Caso não houver nenhum composto gasoso, não existe o equilíbrio (Kp).
Aula 53 Deslocamento de equilíbrio
Conceitos / Dicas:
-Princípio de Lê Chatelier: Quando um sistema em equilíbrio é sujeito à uma perturbação, ocorre um deslocamento do equilibro, que tende a minimizar a perturbação imposta.
-K só é constante se a temperatura for constante.
-É fundamental observar o que acontece no meio externo, a “vizinhança”:
Sistema cede calor: (exotérmico) p/ a vizinhança, a temperatura baixa;
Sistema recebe calor: (endotérmico) p/ a vizinhança, a temperatura aumenta.
Temos três tipos de variações: temperatura, pressão e concentração.
I) Variação da temperatura
O AUMENTO DA TEMPERATURA SEMRPE IRÁ FAVORECER A REAÇÃO NO SENTIDO ENDOTÉRMICO.
A DIMINUIÇÃO DA TEMPERATURA SEMPRE IRÁ FAVORECER A REAÇÃO NO SENTIDO EXOTÉRMICO.
N2(g) + 3 H2(g) <----------------> 2 NH3(g) - 22kcal (exotérmico)
-----------------------------> exotérmico
<---------------------------- endotérmico
II) Variação da Pressão (CONDIÇÃO NECESSÁRIA, MAS NÃO SUFICIENTE)
-Deve existir subst. Gasosas no equilíbrio
-Se houver gás a soma volumétrica dos reagentes tem que ser diferente da dos produtos.
N2(g) + 3 H2(g) <----------------> 2 NH3(g)
1Mol 3mol 2mol
4v 2v
Aumento da pressão
O Eq. SERÁ DESLOCADO NO SENTIDO QUE DIMINUI O N° DE MOLS DE GASES (CONTRAÇÃO VOLUMÉTRICA).
b. Diminuição da pressão
O Eq. SERÁ DESLOCADO NO SENTIDO QUE AUMENTA O N° DE MOLS (EXPANSÃO VOLUMÉTRICA)
II) Variação da Concentração
-Condição: Não pode haver reagente sólido pois sua concentração é constante.
Remoção -> Diminuir a [ ]
Adição – Aumentar a [ ]
ADIÇÃO
Adição de substâncias participantes do equilíbrio desloca o equilíbrio no sentido que consome o adicionado.
Remoção
A remoção de um substância irá deslocar o equilíbrio para no sentido da produção do que foi removido.
Catalisador: NÃO TEM INFLUÊNCIA POIS SUA AÇÃO É A MESMA EM AMBOS OS SENTIDOS.
Aula 45
Conceitos:
Complexo ativado*: Estrutura intermediária entre os REAGENTES e os PRODUTOS, com ligações químicas intermediárias entre as ligações dos reagentes e produtos.
Energia de Ativação: energia necessária à formação do complexo ativado dessa reação
Colisões: Dois tipos as efetivas (necessárias para que ocorra a reação, geometria favorável) e as inúteis (aquelas com geometria desfavorável).
Condições: Para que haja uma reação deve haver TRÊS fatores indispensáveis:
I – Haver Colisão;
II – Haver a colisão com geometria favorável;
III – Essa colisão TEM de que “ocorrer” com uma energia igual a da energia de ativação ou superior a mesma.
Considerações: Devemos todos saber interpretar um gráfico, sendo assim temos que: quanto maior for a energia de ativação da reação, menor será a velocidade dessa reação (pare e pense no gráfico).
Outro fator que influencia muito a reação é a temperatura, devemos sempre num exercício considerar o meio com sua temperatura e a VIZINHANÇA.
Resumindo:
O aumento de temperatura gera um aumento na energia cinética das moléculas que acarreta um número de moléculas com energia superior a energia de ativação, tendo isso temos colisões efetivas e portanto, o aumento na velocidade da reação, lembre-se isso tudo deve-se ao aumento da temperatura.
ATENÇÃO NÃO SE ESQUEÇA: REGRA DE VAN´T HOFF – UMA ELEVAÇÃO DE 10° NA TEMPERTAURA DUPLICA A VELOCIDADE DAS REAÇÕES (VIDE PAG 60 AP 06.)
Aula 46
Comentário:
Vimos na aula 45 a influência da temperatura, agora vamos analisar a influência da concentração dos REAGENTES na VELOCIDADE da reação
Conceitos :
Reações elementares: São aquelas que acontecem numa única etapa;
[ Existem reações que acontecem em várias etapas, com isso temos a etapa lenta sendo a determinante da velocidade da reação justamente por se a mais lenta ]
temos :
2 A + 2 B <-----> 2 E
v = k [A]²[B]² ( CONCENTRAÇÃO)
v = k (pA)²(pB)² (PRESSÃO PARCIAL)
Em caso de dúvida, vide pág 61 ap 06.
ATENÇÃO*
Conclusão: O aumento da concentração dos reagentes faz com que em um certo volume existam mais moléculas, tendo isso temos mais colisões e mais colisões significa uma reação mais rápida.
Lembrando que a prova do Jesus sempre teve muita cobrança na parte teórica, então preste atenção e fixe bem os conceitos.
Aulas 47 e 48
Comentário:
Nas aulas passadas vimos a relação Concentração e Temperatura na velocidade da reação. Agora veremos a influência da SUPERFÍCIE DE CONTATO e os CATALISADORES.
Conceitos:
Catalisador: Substância que abaixa a energia de ativação de uma reação e, conseqüentemente, aumenta sua velocidade;
Catálise: Reação na presença de catalisador ( Homogênea, Heterogênea )
Catálise Homo: Única fase, isto é catalisador e reagentes em uma fase somente.
Catálise Hetero: Sistema polifásico.
Teoria dos catalisadores:
Catálise Homogênea, o catalisador faz com que a formação da energia de ativação seja facilitada através da fixação das moléculas do reagente em sua superfície para aumentar o número de colisões efetivas, facilitando a formação do complexo ativado diminuindo a velocidade da reação.
Catálise Heterogênea, semelhantemente a homogênea, a vantagem está na dispersão do catalisador. Quanto maior a superfície maior será sua ação catalítica.
Aula 49 a 51
Comentário:
Essa aula requer um pouco mais de atenção embora o conceito seja simples, a dificuldade se encontra na fixação de seu conteúdo.
Reação reversível
aA+bB <---------> cC+dD
vi = ki [A][B] ambos elevados aos seus respectivos coeficientes (a,b)
Vii = Kii [C][D] ambos elevados aos seus respectivos coeficientes (c,d)
Repare que agora temos a eq dos reagentes E dos produtos.
Temos que para que com o decorrer do tempo Vi diminua e Vii aumenta até que todos os reagentes sejam consumidos. Após isso temos o sistema em equilibro vi=vii, a concentração dos reagentes como a dos produtos mantêm-se todas constantes.
V1=V2 à k1 [A][B] (expoentes) = k2 [C][D] (expoentes) -> k1/k2 = [A][B]/[C][D]
TEMOS ENTÃO a KC ( CONSTANTE DE EQUILÍBRIO ) ( O MESMO PARA PRESSÃO )
Kc = [C][D]/[A][B] (expoentes)
Grau de equilíbrio:
N° de mols do reagente consumido / N° inicial do reagente = grau de equilíbrio.
Dica: Vide gráficos na pág 66 da ap 06.
Aula 52 – Equilíbrio Gasoso
Comentário:
Aula bastante simples com a mesma idéia de raciocino da aula passada.
Conceitos: kp - constante de equilíbrio, válido somente para compostos GASOSOS.
Ex:
CaCo3(s) <--------------> Cao(s)+CO2(g)
Kc = [CO2]
Kp = (pCO2)
Caso não houver nenhum composto gasoso, não existe o equilíbrio (Kp).
Aula 53 Deslocamento de equilíbrio
Conceitos / Dicas:
-Princípio de Lê Chatelier: Quando um sistema em equilíbrio é sujeito à uma perturbação, ocorre um deslocamento do equilibro, que tende a minimizar a perturbação imposta.
-K só é constante se a temperatura for constante.
-É fundamental observar o que acontece no meio externo, a “vizinhança”:
Sistema cede calor: (exotérmico) p/ a vizinhança, a temperatura baixa;
Sistema recebe calor: (endotérmico) p/ a vizinhança, a temperatura aumenta.
Temos três tipos de variações: temperatura, pressão e concentração.
I) Variação da temperatura
O AUMENTO DA TEMPERATURA SEMRPE IRÁ FAVORECER A REAÇÃO NO SENTIDO ENDOTÉRMICO.
A DIMINUIÇÃO DA TEMPERATURA SEMPRE IRÁ FAVORECER A REAÇÃO NO SENTIDO EXOTÉRMICO.
N2(g) + 3 H2(g) <----------------> 2 NH3(g) - 22kcal (exotérmico)
-----------------------------> exotérmico
<---------------------------- endotérmico
II) Variação da Pressão (CONDIÇÃO NECESSÁRIA, MAS NÃO SUFICIENTE)
-Deve existir subst. Gasosas no equilíbrio
-Se houver gás a soma volumétrica dos reagentes tem que ser diferente da dos produtos.
N2(g) + 3 H2(g) <----------------> 2 NH3(g)
1Mol 3mol 2mol
4v 2v
Aumento da pressão
O Eq. SERÁ DESLOCADO NO SENTIDO QUE DIMINUI O N° DE MOLS DE GASES (CONTRAÇÃO VOLUMÉTRICA).
b. Diminuição da pressão
O Eq. SERÁ DESLOCADO NO SENTIDO QUE AUMENTA O N° DE MOLS (EXPANSÃO VOLUMÉTRICA)
II) Variação da Concentração
-Condição: Não pode haver reagente sólido pois sua concentração é constante.
Remoção -> Diminuir a [ ]
Adição – Aumentar a [ ]
ADIÇÃO
Adição de substâncias participantes do equilíbrio desloca o equilíbrio no sentido que consome o adicionado.
Remoção
A remoção de um substância irá deslocar o equilíbrio para no sentido da produção do que foi removido.
Catalisador: NÃO TEM INFLUÊNCIA POIS SUA AÇÃO É A MESMA EM AMBOS OS SENTIDOS.
sábado, 27 de setembro de 2008
quinta-feira, 25 de setembro de 2008
quarta-feira, 24 de setembro de 2008
terça-feira, 23 de setembro de 2008
segunda-feira, 22 de setembro de 2008
RESUMÃO
http://www.portrasdasletras.com.br/pdtl2/sub.php?op=resumos/docs/vidassecas
coloquei esse resumo por apresentar um conteúdo completo embora bem extenso, boa prova!
http://www.portrasdasletras.com.br/pdtl2/sub.php?op=resumos/docs/vidassecas
coloquei esse resumo por apresentar um conteúdo completo embora bem extenso, boa prova!
3° med.exa
TM 55 Neto
TM 52,53 Jesus
TM 26 Almir
TM 47 e 48 Heitor
3° bio.hum
Neto TM 55
Heitor TM 47 e 48
Jesus TM 53 e 54
Beto TC 52 . Ex: 14,15, 17 e 22
Mateus 40: 10,11 "Então disse-lhe Jesus: Vai-te, Satanás, porque está escrito: Ao Senhor teu Deus adorarás, e só a ele servirás.Então o diabo o deixou; e, eis que chegaram os anjos, e o serviam."
TM 55 Neto
TM 52,53 Jesus
TM 26 Almir
TM 47 e 48 Heitor
3° bio.hum
Neto TM 55
Heitor TM 47 e 48
Jesus TM 53 e 54
Beto TC 52 . Ex: 14,15, 17 e 22
Mateus 40: 10,11 "Então disse-lhe Jesus: Vai-te, Satanás, porque está escrito: Ao Senhor teu Deus adorarás, e só a ele servirás.Então o diabo o deixou; e, eis que chegaram os anjos, e o serviam."
sexta-feira, 19 de setembro de 2008
quinta-feira, 18 de setembro de 2008
quarta-feira, 17 de setembro de 2008
terça-feira, 16 de setembro de 2008
segunda-feira, 15 de setembro de 2008
sexta-feira, 12 de setembro de 2008
quinta-feira, 11 de setembro de 2008
quarta-feira, 10 de setembro de 2008
terça-feira, 9 de setembro de 2008
segunda-feira, 8 de setembro de 2008
sábado, 6 de setembro de 2008
quinta-feira, 4 de setembro de 2008
quarta-feira, 3 de setembro de 2008
terça-feira, 2 de setembro de 2008
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