Anotacoes - quimica02

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ANOTAÇÕES DA AULA
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• É fundamental saber balancear uma 
equação química. 
• Reagentes são os compostos que 
aparecem antes da seta da reação. 
• Os produtos são os compostos que 
aparecem depois da seta da reação. 
• Índice ou atomicidade: indica a quantidade 
de átomos que formam a molécula. 
• Se alterar o índice ou atomicidade, 
altera a molécula. 
• O coeficiente estequiométrico indica 
a quantidade de moléculas. 
• Não se ajuste índice, somente coeficiente 
estequiométrico. 
•As reações químicas são rearranjos 
dos átomos. 
• Número de átomos nos reagentes = 
Número de átomos nos produtos 
• Balancear uma equação química nada 
mais é do que acertar seus coeficientes 
de forma que o número de átomos de 
cada elemento reagente seja igual ao 
número final nos produtos. 
• Dica de balanceamento: MACHO
Metal
Ametal (não metal)
Carbono
Hidrogênio
Oxigênio
• Outras dicas:
1. Balanceie primeiro o elemento 
que menos aparece. 
2. O balanceamento é feito elemento 
por elemento, e não com moléculas 
inteiras. 
3. Rearranje os átomos dentro de 
parênteses das moléculas. 
• Comece o balanceamento por tentativa 
pela molécula que possui mais átomos. 
BALANCEAMENTO POR TENTATIVA
ANOTAÇÕES DA AULA
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• Ferme Génélare: agência coletora de 
impostos da França.
• Primeira lei: conservação das massas 
- a soma das massas dos reagentes é 
igual a soma das massas dos produtos
• Σ(massas dos reagentes) = Σ(massas 
dos produtos)
• O Modelo Atômico de Dalton é 
baseado nos experimentos de Lavoisier.
• Em um sistema fechado, podemos 
pesar as massas dos reagentes e dos 
produtos sem perdas, pois todas as 
espécies envolvidas na reação estarão 
retidas nos equipamentos usados. 
Dessa forma, pode-se constatar que 
a massa se conserva, pois a soma das 
massas dos reagentes é igual a soma 
das massas dos produtos.
• Um exemplo da importância de realizar 
os experimentos para se observar a lei 
de conservação das massas em sistema 
fechado é quando ocorre a formação de 
gases nos produtos. 
• Em um sistema aberto o gás 
escaparia, e não seria possível pesar 
sua massa, causando diferença de 
massa entre produtos e reagente.
• Segunda Lei: proporções fixas 
ou definidas – a proporção entre as 
massas das espécies químicas da 
reação sempre se mantém. 
• A partir da segunda lei, a lei de 
Proust, podemos determinar as 
fórmulas percentuais e fazer cálculos 
estequiométricos.
LEIS PONDERAIS
ANOTAÇÕES DA AULA
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• Estequiometria origina-se das 
palavras gregas Stoikheion (elemento 
ou substância) e Metron (medida)
• Relembrando:
Conversão de massa:
Conversão de volume:
• Escrevendo a linha da substância 
analisada:
1 mol da substância — Massa molar da 
substância — 6,02 x 10-23 moléculas 
— 22,4 L
• Para resolver um cálculo 
estequiométrico:
1°: Monte/Escreva a equação 
envolvida.
2°: Acerte os coeficientes da 
equação (balanceamento).
3°: Lembre-se: Depois da 
equação balanceada: coeficiente 
(balanceamento) = número de mols.
4°: É interessante “baixar” o número 
de mols para você ter bem claro 
aquele valor de proporção.
5°: Destacar na equação as 
substâncias envolvidas nos dados e 
pergunta do problema.
6°: Abaixo da relação molar, 
reescreva-a e transforme-a segundo 
a pergunta do exercício (você pode 
transformar mol em gramas, número 
de átomos, moléculas, volume 
molar);
7°: Coloque os dados da pergunta 
do exercício.
8°: Resolva o problema usando regra 
de três.
CÁLCULO ESTEQUIOMÉTRICO
ANOTAÇÕES DA AULA
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• Rendimento: porcentagem em 
relação ao produto.
• Grau de pureza: porcentagem em 
relação aos reagentes. 
• Os reagentes de uma reação química 
nunca são 100% puros. 
• Grau de pureza é a porcentagem 
referente ao composto de interesse.
• Na prática, os reagentes nunca são 
100% puros. 
• As impurezas não participam da 
reação química. 
• Dica da Babi: Considere a pureza 
do reagente antes de fazer o cálculo 
estequiométrico. 
GRAU DE PUREZA
ANOTAÇÕES DA AULA
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• Tipos de cálculo estequiométrico:
- Rendimento;
- Grau de pureza;
- Reagentes em excesso;
- Reações consecutivas.
• A maioria das reações químicas, 
na prática, ocorrem com rendimento 
abaixo dos 100%.
• Rendimento 100% é teórico, utópico!
• Fatores como temperatura e pressão 
podem alterar o rendimento da reação.
• O enunciado da questão informa se 
você têm que considerar o rendimento 
da reação. 
• O rendimento é sempre em relação 
ao produto.
• O rendimento é uma porcentagem 
referente ao produto. 
• Se não mencionar nada sobre o 
rendimento da reação, considera 
100%.
RENDIMENTO DAS REAÇÕES
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• Tipos de cálculo estequiométrico: 
- Rendimento
- Grau de pureza
- Reagentes em excesso
- Reações Sucessivas
• Rendimento: porcentagem em relação 
ao produto.
• Grau de pureza: porcentagem em 
relação ao reagente.
• Uma mesma questão pode cobrar 
diferentes tipos de cálculo estequiométrico. 
• As quantidades de reagentes e produtos 
devem respeitar o balanceamento da 
reação. 
• Quando a quantidade de reagentes 
estiver fora da proporção estequiométrica 
irá existir um reagente limitante e um em 
excesso. 
• O reagente em excesso sempre sobra 
ao final do processo.
• O reagente limitante será todo 
consumido.
• É comum utilizar reagentes em 
excesso, em processos reais, para 
garantir a formação do produto. 
• Reagente limitante: realmente limita a 
reação, pois depois que ele é totalmente 
consumido, a reação cessa, não 
importando a quantidade em excesso 
que ainda tenha do outro reagente. 
• Reagente em excesso: é aquele que 
está em excesso e sobra no final da reação. 
• Quando o exercício traz a quantidade 
de dois reagentes para formação de 
um produto é muito provável que um 
dos reagentes esteja em excesso. 
• Quando é dada a quantidade de dois 
reagentes, você deve verificar qual 
deles está em excesso. 
• O reagente em excesso não deve 
ser utilizado para fazer os cálculos 
estequiométricos. 
REAGENTE LIMITANTE E EM EXCESSO
ANOTAÇÕES DA AULA
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• Reações sucessivas são várias reações 
químicas
• Sempre confira o balanceamento das 
equações.
• As substâncias intermediárias aparecem 
sendo produzidas (produto) em uma 
equação e consumidos (reagente) em 
outra. 
• Os cálculos estequiométricos devem 
ser feitos a partir da equação global. 
• O rendimento é uma porcentagem 
referente ao produto. 
• O grau de pureza é uma porcentagem 
referente ao reagente. 
• Quando é dado a quantidade de dois 
reagentes, você deve verificar qual 
deles está em excesso.
• O reagente em excesso não deve 
ser usado para fazer os cálculos 
estequiométricos. 
REAÇÕES SUCESSIVAS
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ANOTAÇÕES DA AULA
TÍTULO EM MASSA E VOLUME 
• Titulação é um método de análise 
• Título é uma relação expressa em 
porcentagem.
• O título pode ser uma relação m/m ou v/v
• Título m/m = Título p/p 
• A grandeza título é adimensional 
• Massa e volume (solução) > Massa e volume 
de (soluto)
• O valor do título é ≤ 1
• Massa da solução: m(soluto) + m(solvente) 
• O título pode expressar porcentagem de um 
componente 
• Fórmula ácido acético: CH3COOH
• Fórmula do álcool de cozinha: C2H6O
• A grandeza °GL representa a fração em 
volume de teor alcoólico na solução 
• A grandeza °INPM representa a fração em 
massa de teor alcoólico na solução
• Densidade do álcool: 0,789 g/mL
• Porcentagem (título) = Valor (título) x 100
 ou 
que expressa
O Título
Pode representar a 
grandeza
Que expressa
Massa/Massa °INPM Massa de álcool a cada 100 g de solução
Volume/Volume °GL Volume de álcool a cada 100 mL de solução
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ANOTAÇÕES DA AULA
PPM E PPB
• ppm: partes por milhão
• 1 ppm: 1 parte de soluto para 1.000.000 de 
partes da solução
• ppm: 1:106
• Essas concentrações são utilizadas pra 
soluções muito diluídas.
• ppm: m/m; m/v ou v/v.
• Contanto que a diferença entre as unidades 
de soluto/solventeseja da ordem de 10-6, é 
possível utilizar a relação ppm.
• 30 ppm: 
• 30 g de soluto por 1.000.000 g da solução
• 30 g de soluto por 1.000 kg de solução, ou
• 30 g de soluto por 1 tonelada de solução, ou
• 30 mg de soluto por 1.000.000 mg de solução, ou
• 30 mg de soluto por 1.000 g de solução, ou
• 30 mg de soluto por 1 kg de solução.
• “por milhão (1:1000 000)”: análogo a 
“porcentagem (1:100)”
• No Diesel, S-10 e S-500 representam a 
quantidade de enxofre (S) em ppm.
• S(diesel) + O2(g) → SO2(g)
• SO2(g) em água → H2SO4(aq)
• Porcentagem: referência a um total de 
100 (102)
• Partes por mil: referência a um total de 
1.000 (103)
• Partes por milhão: referência a um 
total de 1.000.000 (106)
• Partes por bilhão: referência a um 
total de 1.000.000.000 (109)
• Somente quando o solvente é a água, 
as unidades de ppm mg/L e mg/kg são 
equivalentes!
• Quando o solvente é a água, N ppm = N 
mg/L = N mg/kg
• ppb: Partes por Bilhão
• ppb: 1:109
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ANOTAÇÕES DA AULA
CONCENTRAÇÃO MOLAR
• A concentração molar é muito utilizada em 
laboratórios 
• Concentração: razão entre soluto e solvente
• Concentração comum = 𝑀 𝑎𝑠𝑠𝑎 𝑑𝑜 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜
𝑉 𝑜𝑙𝑢𝑚 𝑒 𝑑𝑎 𝑠𝑜𝑙𝑢çã𝑜
• Concentração comum tem unidade g/L
• Concentração molar = 
𝑀 𝑜𝑙𝑠 𝑑𝑜 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜
𝑉 𝑜𝑙𝑢𝑚 𝑒 𝑑𝑎 𝑠𝑜𝑙𝑢çã𝑜
• A concentração molar tem unidade mol/L 
• Massa molar = massa da tabela periódica 
• M representa a unidade mol/L
• Utilize a tabela periódica para converter 
massa em nº de mols !
• 1 miligrama = 1 · 10-3 gramas
• Molalidade = 
𝑀 𝑜𝑙𝑠 𝑑𝑜 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜
𝑀 𝑎𝑠𝑠𝑎 𝑑𝑜 𝑠𝑜𝑙𝑣𝑒𝑛𝑡𝑒
• Molalidade tem unidade mol/kg
• Fórmula molaridade:
𝑚 =
𝑛1
𝑉 
 ou 𝑚 =
𝑚 1
𝑀 � 𝑉 
Onde:
𝑚 → molaridade
𝑛1 → número de mols
𝑚 1 → massa do soluto
𝑉 → volume da solução
𝑀 → massa molar
• Fórmula molalidade:
𝑤 =
𝑛1
𝑚 2
 ou 𝑤 =
𝑚 1
𝑀 � 𝑚 2
Onde:
𝑤 → molalidade
𝑛1 → número de mols
𝑚 1 → massa do soluto
𝑚 2 → massa do solvente
𝑀 → massa molar
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ANOTAÇÕES DA AULA
CONCENTRAÇÃO MOLAR II
• Concentração iônica é calculada a partir da 
dissociação dos íons 
• Atenção ao balanceamento!
• Nº de mols = 
• Molaridade:
M = 
ou seja: 0,1 M = 0,1 mol/Litro 
• A fração molar pode ser representada em 
porcentagem 
• Porcentagem molar = fração molar x 100
• A fração molar é adimensional
• A fração molar dispõe de um valor entre 0 
e 1 
• Soluto + Solvente = Solução
• Fração molar do soluto + Fração molar do 
solvente = 1
• Fórmula fração molar:
ou
 
Onde:
X1 = fração molar do soluto
X2 = fração molar do solvente
n1 = Número de mols do soluto
n2 = Número de mols do solvente 
n = Número de mols da solução (n1 + n2)
X% = Fração molar em porcentagem 
Nomenclatura Ácidos
Nox Prefixo Sufixo
+1 ou +2 HIPO OSO
+3 ou +4 - OSO
+5 ou +6 - ICO
+7 HIPER ICO
Ácido terminado em Gera sal terminado em
ÍDRICO ETO
OSO ITO
ICO ATO
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ANOTAÇÕES DA AULA
RELAÇÃO ENTRE CONCENTRAÇÕES: MOLARIDADE
• Fórmulas iniciais:
𝑚1 → massa do soluto 
𝑚 → massa da solução.
𝑉 → o volume da solução.
𝔐 → molaridade
𝑀 → massa molar
• Relação entre Concentração Comum e 
Molaridade:
𝐶 = 𝔐 ∙ 𝑀 
• Relação entre Molaridade, título e densidade:
𝔐 ∙ 𝑀 = 𝑑 ∙ 𝑇 ∙ 1000
𝔐 → concentração em mol/L
𝑑 → densidade em g/cm³
𝑇 → título, adimensional.
Lembre-se de usar a concentração 
percentual dividida por 100, ou direto a 
concentração em título. 
Se a densidade estiver em g/dm³ ( = g/L), 
não é necessário multiplicar por 1000, e
𝔐 ∙ 𝑀 = 𝑑 ∙ 𝑇 
• Relação entre todas as fórmulas:
𝐶 = 𝔐 ∙ 𝑀 = 𝑑 ∙ 𝑇 ∙ 1000
• Para resolver por regra de três, siga os 
passos:
– Determine a quantidade em massa de 
soluto presente na solução, a partir da 
concentração percentual m/m:
– Dada a densidade da solução, descubra o 
volume correspondente a 100g de solução. 
– Com mais uma regra de três (ou usando 
a fórmula da concentração comum), 
determine a concentração comum da 
solução.
– Por fim, converta a massa em gramas 
encontrada (X g de soluto) para número 
de mol, com uma regra de três ou (n = X 
g de soluto/massa molar), e você terá a 
concentração em mol/L.
Que tal tentar deduzir a fórmula a partir 
das fórmulas iniciais?
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ANOTAÇÕES DA AULA
DILUIÇÃO
• Solução concentrada: solução com 
concentração muito alta.
• Solução diluída: solução com concentração 
muito baixa em relação a outra.
• Diluição: adição de solvente a uma solução.
• Maior volume, menor concentração 
para a mesma massa.
• Para falarmos de diluição de uma solução, a 
massa de soluto precisa ser constante.
• Diluição: CIVI = CfVf, 
– i e f se referem aos estados inicial e final, 
respectivamente.
– A concentração pode ser medida 
em qualquer unidade de expressão de 
concentração.
– Volume final de uma solução (Vf) = 
volume inicial + volume adicionado
• CIVI = Cf(Vi + Vadd)
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ANOTAÇÕES DA AULA
MISTURA DE SOLUÇÕES
• Na mistura de soluções de mesmo soluto, a 
concentração final é intermediária das iniciais.
Solução Inicial I
Solução Inicial I
Solução Inicial II
Solução Inicial II
Solução Final
Solução Final
• A quantidade de soluto em massa ou 
número de mols é igual à soma da quantidade 
de soluto das soluções.
nf = n1 + n2
Vf = V1 + V2
C1V1 + C2V2 = CfVf
• A mistura de soluções de solutos diferentes 
pode ocorrer com ou sem reações químicas.
NaCl: C1 . V1 = C3 . V3
KBr: C2 . V2 = C3 . V3
• Quando ocorre uma reação química com 
a mistura, está envolvido também o cálculo 
estequiométrico.
+ →NaOH NaOH
NaOH
• Quando a mistura ocorre sem reação 
química, o volume final é igual à soma do 
volume das soluções. A concentração, no 
entanto, precisa ser calculada para cada 
soluto individualmente.
+ →NaCl KBr
NaCl+ KBr
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ANOTAÇÕES DA AULA
TITULAÇÃO 
• Titulante: solução de concentração conhecida 
que é gotejada pela bureta.
• Ponto de Equivalência: é atingido quando 
as concentrações do titulante e do titulado 
estão nas proporções estequiométricas da 
reação.
• Ponto de Viragem: pH em que o indicador 
ácido-base vai mudar de cor, indicando a 
mudança de pH e o excesso de um dos 
reagentes, indicando o final da solução.
• Montar a Equação Química Balanceada.
• Resolver como uma questão de 
Estequiometria.
• Calcular o número de mol ou a concentração.
• Fórmula: x MaVa = y MbVb
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ANOTAÇÕES DA AULA
ESTADO GASOSO
• No estado gasoso, as moléculas estão mais 
livres e desorganizadas
• Nos gases, quase não há interações 
intermoleculares.
• Sólidos têm forma e volume definido, em 
contraste com os gases.
• Os gases têm forma e volume variáveis.
• O Volume de gás é o volume do recipiente 
que o contém.
• Nos isqueiros e botijões, o líquido se torna 
um gás com a mudança de pressão (P interna 
> P atmosférica)
• As variáveis que influenciam no estado de 
um gás são Pressão, Volume e Temperatura.
• Os gases são compressíveis.
• Os gases ocupam todo o volume do 
recipiente.
• Unidades de volume: m³; L = dm³; mL = 
cm³.
– 1 L = 1000 mL 
– 1 dm³ = 1000 cm³
– 1 m³ = 1000 L
• Pressão: 
• Pascal: N/m², unidade de pressão.
• Outras unidades de pressão:
– Pa (N/m²)
– atm (pressão de 1 atmosfera Terrestre)
– mmHg (760 mmHg = 1 atm) 
– bar
• Conversão de unidades de pressão:
– 760 mmHg ~ 760 torr
– 1 atm = 105 Pa = 1 bar
– 1 atm = 760 mmHg
• Pressão atmosférica é a pressão exercida 
por uma coluna de ar atmosférico em 1m² 
de superfície.
• A Temperatura mede a energia cinética 
média das partículas.
• A temperatura deve ser sempre utilizada 
em K!
• A escala Kelvin é sempre positiva.
• Unidades de Temperatura:
– °C (Celsius)
– K (Kelvin)
• Conversão:
𝑇(𝐾) = 𝑇(°𝐶) + 273,15
• 1 mol = 6,02 x 1023 unidades
• Número de mols: 
– m: massa em questão
– MM: massa molar da substância
• Gás ideal: gás com comportamento 
idealizado.
• Esta é a Teoria Cinética dos Gases:
– Colisões perfeitamente elásticas
– Movimento altamente aleatório
– Não fazem interações intermoleculares– Moléculas são consideradas pontos 
materiais (tamanho e forma desprezíveis)
– Colisões com as paredes resultam em 
pressão
• Os gases ideais não existem na prática, mas 
o comportamento dos gases reais é muito 
próximo do comportamento idealizado.
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ANOTAÇÕES DA AULA
TRANSFORMAÇÕES GASOSAS
• Gases ideais:
• Colisões perfeitamente elásticas.
• Movimento altamente aleatório.
• Não fazem interações intermoleculares.
• Moléculas são consideradas pontos 
materiais (tamanho e forma desprezíveis).
• Colisões com as paredes resultam em 
pressão.
• Gases rarefeitos se comportam como gases 
ideais.
• Sistema Isolado: não troca matéria nem 
energia com o universo.
• Sistema fechado: não troca matéria com 
o universo, mas pode trocar energia.
• Sistema aberto: troca energia e matéria 
com o universo.
• Variáveis de estado de um Gás: 𝑇, 𝑝 e 𝑉
• As transformações gasosas são estudadas 
com o número de mol constante, onde não 
há perda de massa. Estudamos os sistemas 
fechados.
• Transformação Isotérmica: 𝑇 constante. 
• Lei de Boyle-Mariotte:
• A temperatura constante:
↑ volume, ↓ pressão
↓ volume, ↑ pressão
• A pressão é uma consequência do número 
de choques com as paredes. 
• Podemos alterar a pressão de um sistema 
mexendo em:
• Temperatura: aumentando ou 
diminuindo a agitação molecular.
• Volume: aumentando ou diminuindo a 
área interna do recipiente.
• Transformação Isovolumétrica: 𝑉 constante. 
• Lei de Gay-Lussac:
• A volume constante:
↑ temperatura, ↑ pressão
↓ temperatura, ↓ pressão
• O aumento da 𝑇 aumenta a energia 
cinética das moléculas.
• O aumento da energia cinética aumenta o 
número de choques: ↑ pressão
• Transformação isobárica: 𝑝 constante
• Lei de Charles: 
• A pressão constante:
↑ temperatura, ↑ volume
↓ temperatura, ↓ volume
Sistema 
aberto
Sistema 
fechado
Sistema 
isolado
Energia
Matéria
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ANOTAÇÕES DA AULA
EQUAÇÃO DE CLAPEYRON I
• Constante Universal dos Gases Ideais
• 𝑝𝑉 = 𝑛𝑅𝑇 
𝑝: Pressão
𝑉: volume
𝑛: número de mol
𝑅: constante universal 
𝑇 : temperatura (K)
• Os vestibulares sempre dão o valor de 𝑅.
• O valor de 𝑅 depende das unidades 
utilizadas para as outras variáveis.
• Principais valores e unidades de 𝑅:
• 1 mol = 6,02 x 1023 unidades
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ANOTAÇÕES DA AULA
EQUAÇÃO DE CLAPEYRON II
• 𝑝𝑉 = 𝑛𝑅𝑇 
𝑝: Pressão
𝑉: volume
𝑛: número de mol
𝑅: constante universal 
𝑇 : temperatura (K)
• Principais valores e unidades de 𝑅:
• Volume molar: volume de 1 mol de 
qualquer gás nas CNTP.
• 1 mol de gás nas CNTP = 22,4 L
• CNTP: Condições normais de Temperatura 
e Pressão
• 0 °C
• 1 atm
• Para cálculos com gases fora das CNTP, 
utilizar pV = nRT.
• CATP também pode ser chamada de CPTP.
• CATP/CPTP: 
Condições Padrão de Temperatura e Pressão
• 25 °C
• 1 atm
• 1 mol de gás nas CPTP = 24,4 L
• Hipótese de Avogadro: volumes iguais 
de gases diferentes nas CNTP possuem o 
mesmo número de mol.
• A hipótese de Avogadro é uma consequência 
do volume molar.
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ANOTAÇÕES DA AULA
• CNTP (Condições Normais de Temperatura 
e Pressão): T = 273K (ou 0ºC) e P = 1 atm.
• O volume ocupado por 1 mol de qualquer 
gás na CNTP sempre será de 22,4 L
• Caso a questão esteja nas condições da CNTP 
e a quantidade em mol de gás seja diferente 
de 1, faça uma relação de proporcionalidade 
para descobrir o volume final! 
Ex: 1 mol na CNTP ocupa 22,4 L, logo 2 mol 
ocupa 44,8 L 
• Situações fora da CNTP devemos usar a 
equação de Clayperon: P.V=n.R.T
• Sempre sublinhe as informações 
importantes da questão e já monte a equação 
balanceada da reação química
• Importante já ter na ponta do lápis como 
que se monta uma equação de uma reação 
de combustão
• Relembrando:
• Combustível + Comburente → CO2 + H2O
• Exemplo de combustíveis: madeira, 
metano (CH4), gasolina , álcool (CH3CH2OH) 
• Exemplo de comburente: oxigênio (O2) 
• Se o exercício estiver nas condições de 
CATP você pode poupar tempo lembrando 
que o volume ocupado por 1 mol de qualquer 
gás na CATP sempre será de 24,4 L. 
Obs: CATP (Condições Ambientes de 
Temperatura e Pressão): T = 298K (ou 25ºC) 
e P = 1 atm.
• Mas em caso de dúvidas, não hesite em 
usar a equação de Clayperon (P.V=n.R.T) 
para confirmar qual o volume do gás nas 
condições estabelecidas pela questão.
ESTEQUIOMETRIA DAS REAÇÕES GASOSAS
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ANOTAÇÕES DA AULA
INTRODUÇÃO À TERMOQUÍMICA
• Guerra do Golfo: aconteceu entre 
1990 – 1991, entre Iraque e EUA
• As áreas mais claras são as regiões 
de maior temperatura.
• Termoquímica: estuda a conversão 
de energia química em energia térmica 
e vice-versa.
• Processo exotérmico: libera energia.
• A formação de ligações químicas é 
um processo exotérmico.
• Processo endotérmico: absorve energia.
• A quebra de ligações químicas é 
endotérmica.
• Entalpia (H): é o conteúdo energético 
de um sistema, medido à pressão 
constante.
• Só conseguimos medir a variação 
de entalpia de um processo, e não a 
entalpia absoluta.
• ΔH: variação de entalpia
• A energia é sempre liberada para o 
meio, que é aquecido.
• Reações exotérmicas: ΔH negativo.
• Reação exotérmica: entalpia dos 
reagentes > entalpia dos produtos.
• Reações endotérmicas retiram energia 
do meio, resfriando os arredores.
• Reações endotérmicas: ΔH positivo.
• Reação endotérmica: entalpia dos 
produtos > entalpia dos reagentes.
• Todas as reações de combustão são 
exotérmicas.
Energia Tipo de reação Sinal do 
ΔH
A reação Os arredores
Reagente < Produto Endotérmica + absorve energia dos 
arredores
esfriam
Reagente > Produto Exotérmica - libera energia para 
os arredores
esquentam
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ANOTAÇÕES DA AULA
FATORES QUE INFLUENCIAM NO ΔH
• Fatores que influenciam o Delta H:
 – Temperatura e pressão
 – Quantidade de reagentes e protudos
 – Estado físico
 – Alotropia
• Todos esses fatores envolvem trocas 
de energia na forma de calor, e por isso 
influenciam na variação de entalpia de 
uma reação.
• Temperatura: Variações na temperatura 
influenciam no ΔH, pois produtos e 
reagentes absorvem calor em taxas 
diferentes.
• Em H°, o símbolo ° indica pressão padrão.
• Capacidade calorífica: quantidade 
de calor necessária para aumentar a 
temperatura de uma substância em 1ºC.
• Reações endotérmicas absorvem calor = 
ΔH positivo.
• Reações exotérmicas liberam calor = ΔH 
negativo.
• Podemos relacionar o ΔH com mol, 
quantidade de moléculas, massa e 
volume de gás usando a linha para cálculo 
estequiométrico.
• Equações no sentido inverso: Se a 
reação direta for endotérmica, a inversa 
será exotérmica e vice e versa. 
• N2(g) + 3 H2(g) → 2 NH3(g) ΔH = -11Kcal/mol
• 2 NH3(g) → N2(g) + 3 H2(g) ΔH = 11 Kcal/mol
• O estado sólido tem menor energia, 
o líquido é intermediário e o gasoso é o 
estado de maior energia.
• Sólido → líquido, líquido → gasoso: são 
mudanças de estado endotérmicas
• Gasoso → líquido, líquido → sólido: 
sentido exotérmico
• O ΔH varia dependendo dos estados 
físicos dos reagentes e produtos
• Uma reação exotérmica onde o reagente 
e produto são gasosos tem maior ΔH que 
uma reação onde o reagente é gasoso e o 
produto sólido.
• H2(g) + ½ O2(g) → H2O(g) ΔH = - 57,8 Kcal
• H2(g) + ½ O2(g) → H2O(l) ΔH = - 68,3 Kcal
• H2(g) + ½ O2(g) → H2O(s) ΔH = -70,0 Kcal
• Alotropia: Um mesmo elemento químico 
formando diferentes substâncias simples 
diferentes
• A diferença entre substâncias alotrópicas 
pode estar na atomicidade da molécula ou 
sua estrutura 
• Tudo que é menos energético é 
termodinamicamente mais estável.
• Menor energia = mais estabilidade
• Maior energia → maior potencial 
de realizar trabalho, configurando 
instabilidade.
• A substância alotrópica que for mais 
estável terá menor energia, já o que for 
mais instável terá maior energia.
• Estados alotrópicos padrão:
 – C grafite
 – O2 gasoso
 – S8 rômbico
 – P5 vermelho
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ANOTAÇÕES DA AULA
CÁLCULO DE ΔH
 • Entalpia padrão: adotamos como 
padrãoentalpia igual a zero. 
 • Não existe moléculas com energia 
zero, entretanto adota-se um padrão 
para a realização dos cálculos. 
Condições para a substância estar no 
estado padrão:
 • Substância simples: formada por 
um único elemento;
 • Estado físico mais comum, mais 
abundante, a 25ºC e 1 atm.
 • Estado alotrópico mais estável
Existem três formas de calcular o ΔH 
de uma reação:
 • Entalpia/calor de reação; 
 • Energia de ligação;
 • Lei de Hess.
 • Entalpia ou calor de reação pode 
ser usado para qualquer tipo de 
reação química. 
 • Entalpia de formação: é o calor 
absorvido ou liberado na formação 
de 1 mol de um composto a partir de 
substâncias simples no estado padrão. 
 • Entalpia de combustão: corresponde 
a energia liberada na combustão de 
1 mol de uma substância, a 25ºC e 
1 atm. 
 • Entalpia de neutralização: é o calor 
liberado quando 1 mol de íons H+ 
reage com 1 mol de íons OH- para 
formação de 1 mol de H2O.
 • Entalpia de dissolução: corresponde 
a energia liberada ou absorvida 
na dissolução de 1 mol de uma 
substância no estado padrão. 
 • Existem tabelas com os valores de 
entalpia padrão. 
 • Não existe valor de entalpia 
negativo!
 • O valor negativo significa apenas que 
esta substância possui um conteúdo 
energético menor que o do estado-
padrão das substâncias simples. 
 • Muito cuidado com os sinais!
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ANOTAÇÕES DA AULA
CALORIMETRIA
• O calor de uma reação é medido usando 
um equipamento chamado calorímetro, ou 
bomba calorimétrica.
• Toda reação de combustão é exotérmica, 
ou seja, libera energia para o meio
• Calor específico: quantidade de calor 
necessária para aumentar em 1°C 1 grama 
de uma substância
• Q = m c ΔT
 – Q = calor liberado = calor absorvido
 – m = massa 
 – c = calor específico
 – ΔT = variação de temperatura do 
sistema (temperatura final – temperatura 
inicial)
• O calor liberado pela amostra é igual ao 
calor absorvido pelo sistema
• 1000 cal = 1 Kcal
• A partir do calor da reação podemos 
calcular a variação de entalpia da reação 
(ΔH)
• 1 cal = 4,184 Joules
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ANOTAÇÕES DA AULA
v
Descoberta da Radioatividade
• Wilhelm Röntgen descobriu os raios 
X em 1895.
• J. J. Thomson descobriu o elétron 
usando tubos de raios catódicos.
• Os Raios X têm esse nome pois não se 
sabia exatamente o que eles eram.
• Quanto maior a densidade do alvo, 
menor o poder de penetração dos raios 
X.
• Wilhelm Röntgen ganhou o primeiro 
Nobel de Física da história em 1901.
• Henri Becquerel observou o fenômeno 
da radioatividade, mas não soube 
explicá-lo. 
• Os raios X vêm da eletrosfera, 
Radioatividade vem do núcleo do átomo. 
• Becquerel e o casal Curie dividiram o 
terceiro Nobel de Física da história em 
1903.
• Marie Curie descobriu os elementos 
químicos Rádio e Polônio.
• Marie Curie morreu devido à alta 
exposição a elementos radioativos.
• O projeto Manhattan foi um esforço 
de guerra que produziu as primeiras 
bombas atômicas da história.
• Plutônio é gerado como resíduo 
durante o enriquecimento do Urânio.
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