AULA 01_NOÇÕES BÁSICAS DE QUÍMICA

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14/01/2016
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NOÇÕES BÁSICAS DE QUÍMICA
(Matéria, energia, transformações e substâncias)
MATÉRIA
É tudo que tem massa e ocupa espaço.
PROPRIEDADES DA MATÉRIA
São aquelas cujos valores medidos dependem do
tamanho ou da extensão da amostra.
PROPRIEDADES EXTENSIVAS
MASSA VOLUME
PROPRIEDADES DA MATÉRIA
Medidas de Massa 
Não existe uma definição de massa, sabe-se apenas
medi-la por meio instrumentos chamados de balanças
Balança Analítica
Pode ser 
de 4 a 5 
casas 
decimais
Balança Semi-analítica
Pode ser 
de até 3 
casas 
decimais
Unidade no 
SI: 
quilograma 
(kg)
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PROPRIEDADES DA MATÉRIA
Medidas de Massa 
O quilograma é a única unidade do SI que
incorpora um prefixo (quilo = k = 103), uma vez que a
unidade de referência é o grama.
O grama sendo a unidade de referência, todos os
seus múltiplos e submúltiplos devem ser estabelecidos
em relação a ele..
correto: 10-6kg = 1mg (um miligrama)
incorreto: 10-6kg = 1µkg (um microquilograma)
Prefixo Composto
PROPRIEDADES DA MATÉRIA
Medidas de Volume
O volume não definição assim como a massa,
porém podemos medi-lo. De certa forma pode-se dizer que
o volume é o espaço que uma determinada quantidade de
matéria ocupa
PROVETA PIPETAS
Volumétricas
Graduadas
BURETAS
BALÃO 
VOLUMÉTRICO
PROPRIEDADES DA MATÉRIA
Medidas de Volume
No SI, o volume é medido em metros cúbicos (m3).
Essa é unidade mede grandes quantidade, e na maioria
das vezes usa-se pequenas porções, então outras
unidades são utilizadas.
Centímetros cúbicos (cm3)
Decímetros cúbicos (dm3)
Litro (L)
Mililitro (mL)
Relações entre as unidades
1m3 = 1.000L = 1.000.000mL
1m3 = 1.000dm3 = 1.000.000cm3
PROPRIEDADES DA MATÉRIA
São aquelas cujos valores não dependem do
tamanho da amostra. Elas podem identificar o material
que constitui uma determinada amostra.
PROPRIEDADES INTENSIVAS
Caso diferentes amostra exibem valores idênticos a
determinada propriedade intensiva, é razoável supor que
as diversas amostras são constituídas do mesmo material.
DENSIDADE
Exemplo 
PicnômetroÁgua e Óleo 
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PROPRIEDADES DA MATÉRIA
Densidade Absoluta ou Massa Específica
É a razão entre a massa de uma amostra de um
material e seu respectivo volume.
Densidade =
Massa da Amostra
Volume da amostra
Exemplo 01: se uma amostra com 5,66g de carbonato de
cálcio ocupasse o volume de 2 cm3, então a densidade do
carbonato de cálcio seria:
d =
m
V
d =
m
V
d =
5,66
2
d = 2,83 g/cm3
ou
d = 2,83 g.cm-3
PROPRIEDADES DA MATÉRIA
Exemplo 02: um operário deseja medir a densidade de
um parafuso para saber se é de cobre. Primeiro ele pesa o
parafuso e determina sua massa, que é de 55,4g; depois,
coloca o parafuso dentro de frasco calibrado (proveta)
contendo água e determinada seu volume (V = 6,2 mL),
conforme ilustrado abaixo:
d =
m
V
d =
55,4
6,2
d = 8,94 g.mL-1
Ao consultarmos uma tabela que contenha a densidade
de diversos materiais, verificamos que o parafuso
provavelmente deva ser de cobre, pois o valor obtido da
densidade é próximo do tabelado, e a diferença se deve a
erros nas medidas de (massa e volume)
PROPRIEDADES DA MATÉRIA
SUBSTÂNCIA DENSIDADE EM g.cm-3
Dióxido de carbono 1,93 x 10-3
Ácido sulfúrico 1,80
Hidróxido de sódio 2,13
Cloreto de sódio 2,17
Carbono (diamante) 3,51
Prata 10,05
Ouro 19,3
Cobre 8,96
Valor 
próximo do 
calculado 
(8,94 g.cm-3). 
Se deve a 
erros de 
medidas!!!
SISTEMA INTERNACIONAL (SI)
Unidades Fundamentais do SI
MEDIDAS NOME DA 
UNIDADE
SÍMBOL
O
Comprimento Metro m
Massa Quilograma kg
Tempo Segundo s
Temperatura Kelvin K
Quantidade de 
substância
Mol mol
Intensidade de corrente Ampère A
Intensidade luminosa Candela cd
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SISTEMA INTERNACIONAL (SI)
Prefixo para múltiplos e submúltiplos das unidades
PREFIXO SÍMBOLO FATOR
Exa E 1018
Peta P 1015
Tera T 1012
Giga G 109
Mega M 106
Quilo K 103
Hecto H 102
Deca da 101
PREFIXO SÍMBOLO FATOR
Deci d 10-1
Centi c 10-2
Mili m 10-3
Micro µ 10-6
Nano n 10-9
Pico p 10-12
Femto f 10-15
Ato a 10-18
UNIDADE DE MASSA ATÔMICA (u)
É igual a 1/12 da massa de um átomo de isótopo
de carbono-12 (C-12).
Átomo de C-12
(massa = 12 u)
Hoje é possível determinar experimentalmente
que a unidade de massa atômica (u) vela
aproximadamente 1,66 x 10-24 g.
MASSA ATÔMICA 
Massa atômica é a massa medida em unidades de
massa atômica (u).
Balança Imaginária
Element
o
Massa 
Atômica
Oxigênio 16 u
Carbono 12 u
Enxofre 32 u
Sódio 23 u
Flúor 19 u
Importante: Não confundir massa atômica com número
de massa, o número de massa é soma do número de prótons
com o número de nêutrons existente no átomo considerado.
A massa atômica indica
quantas vezes o átomo é
mais pesado que 1/12 do C12.
MOL
É a quantidade de substância que contém um
número de entidades igual ao número de átomos de
carbono existentes em 0,012 kg de carbono-12.
O mol deve ser entendido como quantidade de
matéria ligada a um número de partículas – noção
semelhante a dúzia, a resma, milheiro, etc.
Dúzia de ovos
(12 unidades)
Resma de Papel
(500 unidades)
Milheiro de tijolo
(1000 unidades)
1 mol de carbono
(N unidades)
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MOL
A palavra mol vem do 
latim mole, que 
significa “monte”, 
“amontoado” ou 
“quantidade"!!! (1896)
Wilhem Ostwald
Constante de Avogadro = 1mol = 6,022 x 1023 espécies/mol
Amadeo Avogadro
Este valor do mol é 
aproximadamente 
602.200.000.000.000.000.000.000
ou 6,022 x 1023!!!
1 mol de átomos de C-12 tem a massa igual a 12 g, e
esses 12g contêm 6,022 x 1023 átomos de C-12.
MOL
É indispensável indicar qual a espécie está sendo
mencionada (átomos, íons, moléculas, elétrons).
1 mol de átomos de oxigênio = 6,022 x 1023 átomos de oxigênio.
1 mol de moléculas de O2 = 6,022 x 10
23 moléculas de O2.
1 mol de íons Cl- = 6,022 x 1023 íons Cl-
1 mol de elétrons = 6,022 x 1023 elétrons.
Observação: É sempre interessante relembrar que o mol é a
unidade que expressa a quantidade de matéria em uma amostra
de uma substância qualquer!!!.
Exemplo 03: Calcule a quantidade de átomos de ferro
em uma amostra deste material que corresponde a 2
mols de ferro: (Dado: Nº avogadro = 6,022 x 1023)
MOL
Resolução:
1 mol de átomos de Fe------------6,022 x 1023 átomos de 
Fe
2 mol de átomos de Fe------------ X
X = 1,205 x 1024 átomos de Fe
Exemplo 04: Um copo comum contém 1 mol de moléculas
de água. Estime a quantidade de átomos contidos na
amostra de água: (Dado: Nº avogadro = 6,022 x 1023)
MOL
Resolução:
1 mol de moléculas de água = 6,022 x 1023 moléculas de 
água
Átomos = 3 x 6,022 x 1023
Cada molécula de água (H2O) contém 3 átomos (2
de hidrogênio e 1 de oxigênio, logo o total será:
Átomos = 1,807 x 1024
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MASSA MOLAR
É a massa de 1 mol de espécies (átomos, moléculas
e íons) em gramas.
C12 = 12 u
Mg = 24 u
C12 = 12 g.mol-1
Mg = 24 g.mol-1
Substâncias compostas, a massa molar é obtida somando-
se as massas molares dos elementos constituintes da
substância
Exemplo 05: Calcule a massa molar da água oxigenada
(H2O2). Dados: Massas Molar: H = 1 g.mol
-1 e O = 16 g.mol-1
MASSA MOLAR
Resolução:
Massa Molar da 
H2O2
H = 2 x 1 = 2
O = 2 x 16 = 32
Massa Molar da H2O2 = 34 g.mol
-1
Exemplo 06: Estime o número de moléculas de água em
uma amostra de 3,6g dessa substância.
Dados: Massas Molar: H = 1 g.mol-1 e O = 16 g.mol-1
MASSA MOLAR
Resolução:
Calcule primeiro a massamolar da 
água: 
H = 2 x 1 = 2
O = 1 x 16 = 16
MM H2O = 18 g.mol
-1
A proporção entre as massas e o número de moléculas é
18 g de H2O------------6,022 x 10
23 moléculas de água
3,6 g de H2O----------- X moléculas de água
X = 1,204 x 1023 moléculas de água contidas em 3,6g
ESTADOS FÍSICOS DA MATÉRIA
Existem três estados físicos mais comuns em que a
matéria pode ser encontrada: sólido, líquido e gasoso.
Dependendo da temperatura e da pressão, a matéria
pode estar em um desses estados.
Estado Sólido
A matéria nesse estado físico possui forma e volume bem
definidos, isto é, não depende do recipiente em que está.
Gelo
Bloco de 
Madeira
Tijolo
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ESTADOS FÍSICOS DA MATÉRIA
Estado Líquido
A matéria nesse estado físico possui volume
definido, porém não possui forma definida.
Água Leite
È importante
lembrar que
se variamos
a
temperatura
e/ou
pressão,
tanto líquidos
como sólidos
terão seus
volumes
alterados!!!
ESTADOS FÍSICOS DA MATÉRIA
Estado Gasoso
A matéria nesse estado físico não possui nem
volume nem forma definidos.
Uma característica
dos gases é que
suas moléculas
estão
relativamente
espaçadas umas
das outras. Isso
possibilita
grandes
mudanças de
volume!!!
ESTADOS FÍSICOS DA MATÉRIA
Sob pressão constante de 1 atm, a água permanece
no estado sólido abaixo de 0ºC, no estado líquido entre
0ºC e 100ºC, e no estado gasoso acima de 100ºC.
3 maneiras
Evaporação: Quando o
líquido passa para o
estado gasoso abaixo da
temperatura de ebulição.
Ebulição: Quando o
líquido passa para o
estado gasoso na
temperatura de ebulição.
Calefação: Quando o
líquido passa para o
estado gasoso acima da
temperatura de ebulição.
PONTO DE FUSÃO (PF)
É a temperatura na qual uma substância sólida
cristalina (organizada) pura muda do estado sólido para o
estado líquido. Nesta temperatura, não havendo variação
de pressão, ela permanece constante enquanto a amostra
se funde.
P
F
P
E
Temperatura 
constante
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PONTO DE EBULIÇÃO (PE)
É a temperatura na qual uma substância pura no estado
líquido passa para o estado gasoso. A temperatura de
ebulição envolve toda a massa do líquido e ocorre em
regime turbulento devido a formação de bolhas
P
F
P
E
Temperatura 
constante Ao contrário
da
evaporação,
que ocorre
somente na
superfície
da fase
líquida o que
pode
acontecer
mesmo a
temperatura
ambiente.
Exemplo 07: De acordo com a tabela abaixo, que
apresenta as temperaturas de fusão e de ebulição de
algumas substâncias, responda:
PF e PE
Substância
s
I II III IV V
PF (ºC) -117,3 -94 801 3.550 -95
PE (ºC) 78,5 65 1.413 4.827 110,6
a) Qual o estado físico delas à temperatura ambiente (25ºC)?
b) Qual delas apresenta o maior intervalo do estado líquido?
Exemplo 07:
PF e PE
a) Qual o estado físico delas à temperatura ambiente (25ºC)?
Resolução:
I
-117,3ºC
78ºC
25ºC
Líquido
I
I
-94ºC
65ºC
25ºC
Líquido
II
I
1.413ºC
801ºC
25ºC
Sólido
I
V
4.827ºC
3.550ºC
25ºC
Sólido
V
110,6ºC
-95ºC
25ºC
Líquido
Exemplo 07:
PF e PE
Resolução: 
I
-117,3ºC
78ºC
∆=195,8ºC
I
I
-94ºC
65ºC
II
I
1.413ºC
801ºC
I
V
4.827ºC
3.550ºC
V
110,6ºC
95ºC
b) Qual delas apresenta o maior intervalo do estado líquido?
∆=159ºC
∆=612ºC
∆=1.277ºC
∆=205,6ºC
Resposta
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MATÉRIA E SUA CLASSIFICAÇÃO
Sistemas Heterogêneos
São aqueles cujas propriedades se mostram diferentes em
diversas partes da amostra. Visualmente são percebidas
fronteiras entre as diversas partes, ou seja, o sistema
heterogêneo é descontínuo.
MATÉRIA E SUA CLASSIFICAÇÃO
Sistemas Homogêneos
São aqueles que apresentam-se visualmente contínuos.
Suas propriedades assumem os mesmos valores quando
medidas em diversas partes da amostra.
MATÉRIA E SUA CLASSIFICAÇÃO
FASE
É o nome dado a cada parte homogênea de um sistema
heterogêneo. No caso de um sistema homogêneo, ele será
necessariamente monofásico.
Óleo (1 fase)
Água (1 fase)
Sistema bifásico
Pb(NO3)2(aq) + KI → PbI2(s) + KNO3(aq)
Nitrato de chumbo II Iodeto de
potássio
Iodeto de 
chumbo II
Nitrato de 
potássio
1 fase
(precipitado)
1 fase
(Líquido 
amarelo)
Sistema 
bifásico
MATÉRIA E SUA CLASSIFICAÇÃO
Substância
É uma espécie de matéria que apresentam composição
fixa, definida e constante.
Fórmulas Químicas
São utilizadas para representar as substâncias, as quais
contém os símbolos químicos dos átomos que compõem a
substância, e também suas proporções.
O2 → Gás oxigênio
O3 → Gás ozônio
H2O → Água
H2O2 → Água oxigenada
CO2 → Dióxido de carbono
CO → Monóxido de carbono
Cl2 → Gás cloro
Cl-→ Íon cloreto
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MATÉRIA E SUA CLASSIFICAÇÃO
Substância Pura Simples
São aquelas constituídas por um único elemento químico.
São reconhecidas na teoria pelas fórmulas escritas com
um único símbolo.
O2 → Gás oxigênio
O3 → Gás ozônio
Fe → Ferro
Al → Alumínio
He → Hélio
Gás incolor,
exibindo brilho roxo
quando colocado
num campo elétrico
de alta voltagem
voltagem.
F2 → Gás flúor
MATÉRIA E SUA CLASSIFICAÇÃO
Substância Pura Composta
São aquelas constituídas por dois ou mais elementos
químicos. São reconhecidas por meio de fórmulas escritas
com dois ou mais símbolos dos respectivos elementos.
H2O → Água
H2O2 → Água oxigenada
C2H6O → Etanol 
CuSO4 → Sulfato de cobre II
MATÉRIA E SUA CLASSIFICAÇÃO
Alotropia
É a propriedade relativa a alguns elementos que possuem a
qualidade de formar diversas substâncias simples. Os
alótropos se diferem na forma estrutural e na quantidade
de átomos que constitui cada uma das diferentes moléculas.
O2 → Gás oxigênio
O3 → Gás ozônio
Cn → Carbono grafite
Cn → Carbono diamante
O O
O
O
O
C60 → Fulerenos
TÉCNICAS DE SEPARAÇÃO DE MISTURAS
Filtração
É uma técnica
usada para
separar misturas
entre um líquido-
sólido, utilizando
um funil com
papel de filtro. A
parte líquida
passa pelos poros
do filtro,
enquanto o
particulado fica
retido no filtro.
Folha inicial de 
papel filtro
Dobrada
ao meio
Dobrada
em quatro
Forme um
cone
Já colocado no
funil de vidro
MONTAGEM FINAL
DOBRAGEM DO PAPEL DE FILTRO
Mistura
(sólido + líquido
Funil com papel de filtro
Sólido separado
Bastão de vidro
Líquido separado
Béquer
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TÉCNICAS DE SEPARAÇÃO DE MISTURAS
Destilação Simples
A destilação simples serve para a separação
de uma mistura homogênea. É importante
que os pontos de ebulição das duas
substâncias sejam bastante diferentes!
A solução é colocada em um balão de
destilação feito de vidro com fundo redondo
ou chato, que é aquecido por uma chama
(bico de busen). A boca do balão é tampada
com uma rolha, junto com o termômetro. O
balão possui uma saída lateral inclinada para
baixo, na parte superior. Nessa saída é
acoplado o condensador. O condensador é
formado por um duto interno, onde em volta
desse duto passa água fria corrente. Esse
duto desemboca em um béquer ou
erlenmeyer.
TÉCNICAS DE SEPARAÇÃO DE MISTURAS
Decantação
É um processo
mecânico que
serve para separar
misturas
heterogêneas
entre um sólido e
um líquido ou
entre dois líquidos
imiscíveis entre si.
Separação de 
líquidos imiscíveis
Separação de 
líquidos de sólidos
Suporte universal
Funil de decantação
Óleo
Água
Béquer
Bastão de vidro
Mistura entre um 
líquido eum 
sólido
Líquido
decantado
Líquidos imiscíveis: São líquidos
com baixíssima ou qual nula
solubilidade entre si.
Torneira
EQUAÇÃO QUÍMICA
São as representações simbólicas e abreviadas das
reações químicas que, por sua vez, são as transformações
que as substâncias sofrem produzindo outros compostos.
Reagentes
São substâncias que no início de determinada reação
estão presentes no frasco ou no recipiente, no instante
inicial da transformação, e que vão sendo consumidos.
Produtos
São novas substâncias que surgem no tempo da
transformação e que não existiam no instante inicial da
reação.
EQUAÇÃO QUÍMICA
C2H5OH(l) + O2(g) → CO2(g) + H2O(l)
As equações químicas são representações dos reagentes e
produtos envolvidos na reação pro meio das fórmulas
químicas.
Reação de Combustão do Etanol
3 2 31
Coeficientes estequiométricos: são número usadas para
ajustar a equação químicas de modo que a conservação de
massa seja garantida, ou seja, as quantidades de átomos de
cada elemento no reagente deve ser mesma nos produtos
Reagentes Produto
s
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EQUAÇÃO QUÍMICA
CaCO3(s) → CaO(s) + CO2(g)
Reação de Decomposição
Carbonato de cálcio Óxido de cálcio Gás carbônico
Sólido Gasoso
N2(g) + 3H2(g) → 2NH3(g)
Reação de Síntese ou Adição
Fe (s)+ CuSO4(aq) → FeSO4(aq) + ↓Cu(s)
Reação de Deslocamento ou Substituição ou Simples Troca
Aquoso Precipita
Gás nitrogênio Gás hidrogênio Amônia
Ferro Sulfato de cobre Sulfato de ferroso Cobre
Reação de Dupla Troca ou de Dupla Substituição
NaOH(aq) + HCl(aq) → NaCl(aq) + H2O(l)
Hidróxido de sódio Ácido clorídrico Cloreto de sódio Água
Líquido
ENERGIA
Rigorosamente, não sabemos o que é a energia, muito
embora exista uma forma de nos referirmos a ela como a
capacidade que um sistema tem de realizar trabalho.
Formas de 
Energia
Energia gravitacional
Energia cinética
Energia térmica (calor)
Energia elétrica
Energia química
Energia radiante (Luz)
Energia nuclear
Energia potencial
A energia não 
é destruída e 
nem criada, 
somente 
transformada
ENERGIA
Uma caloria é a diferença de energia contida em um grama
de água quando aquecida de 14,5ºC a 15,5ºC.
Simplificadamente, considera-se que, para qualquer
intervalo de temperatura de 1ºC, 1 g de água tenha 1 caloria.
Medida de Energia
Caloria (Cal)
ENERGIA
O SI recomenda o uso do Joule, que é uma unidade
oriunda do conceito de energia a partir do trabalho
Medida de Energia
Joule (J)
Trabalho = Força x Deslocamento
T = F x d
Joule (J) = Newton (N) x metro (m)
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ENERGIA
Princípio Zero da Termodinâmica
Dois corpos que estão em equilíbrio térmico com um
terceiro corpo estão em equilíbrio térmico entre si.
Portanto, quando dois corpos com temperaturas diferentes
entram em contato, ambos evoluem para um estado de
igualdade de temperatura, em que a energia é transferida
na forma de calor do corpo mais quente para o mais
frio
Contato
ENERGIA
Equivalente Mecânico do Calor
Entre 1840 e 1847, o físico inglês James P. Joule
conseguiu elevar a temperatura de certa massa
de água sem o contato com outro corpo quente,
ou seja, não houve transferência de calor.
James Prescott Joule
Energia mecânica transformada em
energia térmica para promover calor.
Experimento de Joule
(Aquecimento da Água)
A razão entre o ganho de energia
térmica experimentado pela água e
a variação de energia mecânica
experimentado pelos blocos em
movimento é uma razão constante.
Razão = 1cal/1J = 4,18, então
1 caloria (cal) = 4,18 joules (J) 
ENERGIA
1º Princípio da Termodinâmica e a Energia
A energia do universo é constante, isto é, os sistemas
experimentam transformações, trocando energia com o
ambiente. Se considerarmos a energia perdida ou ganha
por um sistema e a energia ganha ou perdida pelo ambiente
ou vizinhança do sistema, a quantidade total de energia
não se alterará ( A energia do universo é constante).
ENERGIA
1º Princípio da Termodinâmica e a Energia
Diz respeito aos critérios de espontaneidade das
transformações, e no caso específico da química, diz
respeito à espontaneidade das transformações ou das
reações químicas.
A propriedade termodinâmica que indica a tendência
espontânea para o sistema evoluir é a entropia, que
aumenta com os processos espontâneos. A entropia está
associada a dispersar a energia e a matéria.
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ENERGIA
Desde o Big Bang o Universo está em expansão, ou seja,
aumentando sua entropia