N300-UnidadeI-Estequiometria

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UNIDADE I
ESTEQUIOMETRIA 
Cálculos com Fórmulas e Equações Químicas 
Classificação da Matéria 
A química é o estudo das propriedades dos matérias e das mudanças sofridas por estes. Matéria é o material físico do universo; é tudo que tem massa e ocupa espaço. 
A maioria das formas de matéria que encontramos não são quimicamente puras. Entretanto, podemos decompor ou separar esses tipos de matéria em substâncias puras diferentes. Uma substância pura (em geral chamada simplesmente de substância) é a matéria que tem propriedades distintas e uma composição que não varia de amostra para amostra. Água e sal de cozinha (cloreto de sódio), são exemplos de substâncias puras. Uma substância pura pode ser reconhecida pela constância de suas propriedades e sua composição fixa e uniforme a nível sub-microscópico. 
Todas as substâncias são elementos ou compostos. Os elementos não podem ser decompostos em substâncias mais simples. Em nível molecular, cada elemento é composto de somente um tipo de átomo. Presentemente são conhecidos 114 elementos químicos . A cada elemento está associado um símbolo que consiste de uma ou duas letras, com a primeira maiúscula. Esses símbolos são geralmente derivados do nome do elemento em latim. 
Compostos são constituídos de dois ou mais elementos, logo eles contém dois ou mais tipos de átomos . A água, por exemplo, é um composto constituído de dois elementos, hidrogênio e oxigênio. Os compostos químicos podem ser decompostos em seus elementos constituintes por reações químicas. A observação de que a composição elementar de um composto puro é sempre a mesma é conhecida como Lei da Composição Constante (ou lei das proporções definidas) 
A maior parte da matéria ocorre como misturas. Misturas são combinações de duas ou mais substancias nas quais cada uma mantém sua própria identidade química e, conseqüentemente, suas próprias propriedades. Enquanto substâncias puras tem composições fixas, as composições das misturas podem variar.
 Algumas misturas são obviamente heterogêneas , como as rochas. Outras misturas aparentam homogêneas, embora não o sejam, como o ar. No entanto, existem misturas homogêneas, que nós chamamos soluções. Não importa a ampliação óptica, uma solução sempre se revelará homogênea, porque é constituída de partículas muito pequenas para serem visualizadas pela luz comum. Uma solução tem uma composição uniforme em toda a sua extensão. Soluções podem ser encontradas como gases, líquidos e sólidos. 
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Figura 1.1 Classificação da matéria 
1.2 Fórmulas Químicas
Uma vez que os elementos são os tijolos de toda a matéria, os símbolos para os elementos químicos são fundamentais na comunicação em química, eles são o alfabeto para a linguagem da química. Um símbolo químico é uma designação de uma ou duas letras derivadas do nome do elemento, a primeira letra é maiúscula e a segunda minúscula. Cada elemento químico é representado por seu símbolo químico. 
O átomo é a menor amostra representativa de um elemento, mas somente os gases nobres são normalmente encontrados na natureza como átomos isolados. A maior parte da matéria é composta de moléculas ou íons, as quais são formadas por átomos. A molécula é a reunião de dois ou mais átomos ligados firmemente entre si. As moléculas são representadas por formulas químicas. 
As fórmula químicas são combinações de símbolos químicos dos elementos que representam as combinações estáveis de átomos nos compostos. Os símbolos representam os elementos e os subscritos indicam os números relativos de átomos de cada tipo . Por exemplo, H2O para a água, C12H22O11 para o açúcar, NaCl para o sal de cozinha. 
1.3 Mol e massa molar 
Uma das propriedades fundamentais de um elemento é a massa de seus átomos. Em 1860 Stanislao Cannizzaro propôs uma escala de massas atômicas relativas em que a massa atômica relativa media do hidrogênio foi estabelecida como igual a 1 . No inicio do século XX , os químicos mudaram para uma escala em que a massa atômica relativa media do oxigênio foi estabelecida como igual a 16 . 
Nesse mesmo período, a determinação precisa das massas atômicas avançou significativamente com o trabalho de J. J. Thomson, F. W. Aston e outros que desenvolveram a técnica da Espectrometria de Massa . 
Figura 1.2 Espectrômetro de massa 
A Espectrometria de Massa também permitiu a identificação de isótopos de um mesmo elemento. Em 1961 , a escala de massas atômicas foi revista mais uma vez, com a adoção da massa atômica do isótopo de carbono-12 , 12C , igual a 12.
As massas atômicas relativas dos elementos como encontrados na natureza são obtidas pela media ponderada das massas dos isótopos de cada elemento. As massas atômicas relativas não tem unidade porque são razões de duas massas. 
Qual a massa real dos átomos ? 
Para responder esta questão é necessário estabelecer uma conexão entre a escala macroscópica das massas usadas no laboratório e a escala microscópica das massas dos átomos e moléculas individuais. A conexão entre as duas escalas é dada pelo Número de Avogadro, NA, que é definido como o número de átomos em exatamente 12 g de 12C ; seu valor atualmente aceito é 
			NA = 6,022137 x 1023
A massa de um único átomo de 12C é então encontrada dividindo exatamente 12 g por NA
Massa de um átomo de 12C = 12 g = 1,992648 x 10-23 g
					6,022137 x 1023
O Número de Avogadro é definido em relação ao átomo de 12C porque este isótopo é a base da escala moderna de massas atômicas relativas . A massa em gramas de NA átomos de qualquer elemento é numericamente igual à massa atômica relativa do elemento. 
A massa molecular relativa de um composto é a soma das massas atômicas relativas dos elementos que o constituem, cada uma multiplicada pelo número de átomos do elemento na molécula . Por exemplo , a fórmula da água é H2O ;assim, sua massa molecular relativa é 
	2(1,0079) + 1(15,9994) = 18,0152 
Um mol é a unidade de quantidade química de uma substância . Um mol de uma substância é a quantidade que contém o Número de Avogadro de átomos , moléculas ou outras entidades . A massa de um mol de uma substância ( a massa molar ) é numericamente igual à massa molecular relativa, expressa em g/mol. 
Exemplos : 
A massa molar da glicose , C6H12O6, é 
 (C6H12O6) = ( 6 x 12,01 ) + ( 12 x 1,008 ) + ( 6 c 16,00 ) = 180,156 g.mol-1
A massa molar do sulfato de alumínio , Al2(SO4)3 é 
M(Al2(SO4)3) = ( 2 x 26,98) + ( 3 x 32,06) + ( 12 x 16,00) = 342,14 g.mol-1
O número de moles em 1,00 kg de cal hidratada ( hidróxido de cálcio , 
Ca(OH)2 ) é 
M ( Ca(OH)2 ) = ( 1 x 40,08 ) + ( 2 x 1,008 ) + ( 2 x 16,00 ) = 74,096 g.mol-1
n( Ca(OH)2 ) = 1000 g = 13,496 mols 
		 74,096 g.mol-1 
1.4 Reações Química e Equações Químicas 
Uma reação química é um processo em que uma ou mais substâncias puras (os reagentes , que podem ser elementos e/ou compostos) são convertidas a uma ou mais diferentes substâncias (os produtos, que também podem ser elementos e/ou compostos).
Uma reação química produz um novo arranjo de átomos. O número e o tipo de átomos nos reagentes e produtos permanecem os mesmos, mas os reagentes e produtos são substâncias diferentes que podem ser reconhecidas por suas diferentes propriedades.
Algumas transformações físicas e quase todas as reações químicas são acompanhadas de variação de energia. Freqüentemente, a energia é absorvida ou liberada na forma de calor . 
Os químicos encontraram uma maneira útil de resumir as reações químicas. Uma reação química é representada por uma flecha
			Reagentes  Produtos 
Por exemplo, sódio é um metal mole e brilhante, que reage vigorosamente com a água; rapidamente se forma gás hidrogênio e hidróxido de sódio fica em solução. Para resumir esta reação química podemos escrever 
		Sódio + água  Hidróxido de Sódio + Hidrogênio 
Entretanto, usando-se fórmulas químicas das espécies envolvidas na reaçãotem-se um modo de apresentar informações importantes qualitativas e quantitativas 
		Na + H2O  NaOH + H2
Esta expressão é chamada uma equação química . 
A estequiometria é o estudo quantitativo das reações químicas. No século XVIII, o grande cientista Antoine Laurent Lavoisier(1743-1794) introduziu a Lei da Conservação da Massa. Lavoisier demonstrou que a matéria não podia ser criada nem destruída. A principal conseqüência desta afirmação é a observação de que a massa total é constante durante uma reação química. Como os átomos não são criados nem destruídos, os químicos multiplicam as fórmulas por fatores para mostrar que o mesmo número de átomos de cada elemento ocorre em cada lado da flecha . Temos então uma equação química balanceada. Os números inteiros que multiplicam as fórmulas químicas nas equações químicas são chamados coeficientes estequiométricos. Os coeficientes estequiométricos nos dizem o número relativo de mols de cada substância que reage ou é produzida em uma reação química . 
Como um exemplo de balanceamento de uma equação química, vamos escrever a equação balanceada para a combustão do propano, C3H8.
Etapa 1 . Escreva as fórmulas corretas dos reagentes e produtos 
		C3H8(g) + O2(g)  CO2(g) + H2O(l)
Etapa 2 . Balancear o número de átomos de carbono
	C3H8(g) + O2(g)  3 CO2(g) + H2O(l)
Etapa 3 . Balancear o número de átomos de hidrogênio 
		C3H8(g) + O2(g)  3 CO2(g) + 4 H2O(l)
Etapa 4. Balancear o número de átomos de oxigênio 
		C3H8(g) + 5 O2(g)  3 CO2(g) + 4 H2O(l)
Etapa 5. Verificar que o número de átomos de cada elemento está balanceado. 
Conclusão : 
1. Uma equação química expressa uma reação química em termos das fórmulas químicas dos reagentes e produtos. 
2. Uma equação química balanceada simboliza as mudanças qualitativas e quantitativas que ocorrem em uma reação química.
3. Os coeficientes estequiométricos nos dão os números relativos de mols das substâncias reagentes e produtos que tomam parte em uma reação química. Os coeficientes estequiométricos são escolhidos para mostrar que os átomos não são criados nem destruídos em uma reação química.
1.5 – Cálculos baseados em equações químicas.
Calculando a massa de reagente necessária para reagir com outro reagente 
O procedimento geral para cálculos massa – a – massa, é descrito como :
Passo 1 . Converta a massa dada de um substância ( em gramas ) para número de moles , usando sua massa molar .
Passo 2 . Escreva a equação balanceada e use a relação estequiométrica para converter o número de moles dado de uma substância para o número de moles de outra substância. 
Passo 3 . Converta o número de moles da segunda substância para massa ( em gramas ) usando a massa molar da substância 
Exemplo: 
O hidróxido de lítio sólido, Li(OH)2(s), é usado em veículos espaciais para remover o dióxido de carbono, CO2(g), exalatos pelos tripulantes. O hidróxido de lítio reage com o dióxido de carbono gasoso para formar carbonato de lítio, Li2CO3(s), e água liquida, H2O(l). A equação balanceada que descreve a reação é : 
	2 LiOH(s) + CO2(g)  Li2CO3(s) + H2O(l)
Quantos gramas de dióxido de carbono podem ser absorvidos por 1,00 g de hidróxido de lítio ? 
Massa molar do LiOH = 6,94 + 16,00 + 1,01 = 23,95 g.mol-1
Número de moles de LiOH = 1,00 g = 4,18 x 10-2 mol
				 23,95 g.mol-1
Número de moles de CO2 = 4,18 x 10-2 mol LiOH x 1 mol CO2 = 2,09 x 10-2 mol
							 2 mol LiOH
Massa molar do CO2 = 12,01 + ( 2 x 16,00) = 44,01 g.mol-1
Numero de moles de CO2 = 2,09 x 10-2 mol x 44,01 g.mol-1 = 0,919 g 
1.6 – Reagente limitante.
O reagente limitante em uma reação é o reagente que determina o rendimento máximo do produto . O reagente limitante em uma reação é o reagente fornecido em uma quantidade menor daquela necessária pela relação estequiométrica entre os reagentes. Sempre que se pede a quantidade de produto formada em uma reação, dada as quantidades de dois reagentes, se faz necessária a identificação prévia do reagente limitante. 
Exemplo 
( a ) Qual é o reagente limitante para a preparação de uréia a partir da reação
	2 NH3(g) + CO2(g)  OC(NH2)2(s) + H2O(l)
quando 14,5 g de amônia estão disponíveis para reagir com 22,1 g de dióxido de carbono ? 
Primeiro, convertem-se os massas em moles usando as massas molares das substâncias:
	Número de moles de NH3 = 14,5 g = 0,851 mol
					 17,03 g.mol-1
	Número de moles de CO2 = 22,1 g = 0,502 mol 
					 44,01 g.mol-1
Segundo, escolhem-se uma das substâncias e calculamos quanto do outro reagente é necessário para completar a reação . Se a quantidade real do segundo reagente for maior que a quantidade necessária, então está presente em excesso e nem todo o reagente presente reagirá; neste caso, a primeira substância é o reagente limitante. 
Número de moles de CO2 = 0,851 mol NH3 x 1 mol CO2 = 0,425 mol de CO2
							2 mol NH3
Como 0,425 mol de CO2 são necessários e 0,502 mol de CO2 são fornecidos, parte do dióxido de carbono não reagirá. O reagente limitante é a amônia, NH3. 
( b ) Que massa de uréia pode ser produzida ? 
Usamos o reagente limitante para calcular o rendimento teórico ( em gramas ) do produto
Número de moles de uréia = 0,851 mol NH3 x 1 mol OC(NH2)2 = 0,425 mol
							 2 mol NH3
Massa de uréia = 0,425 mol x 60,062 g.mol-1 = 25,5 g 
( c ) Que massa de excesso de reagente permanece ao final da reação ? 
Subtraímos a quantidade de reagente em excesso da fornecida, para encontrar a quantidade que permaneceu após a reação estar completa. 
Número de moles de reagente em excesso = 0,502 – 0,425 = 0,077 mol
Massa de reagente em excesso = 0,077 mol x 44,01 g.mol-1 = 3,39 g
1.7 – Rendimento percentual.
O rendimento teórico de uma reação é a quantidade máxima ( moles , massa ou volume ) do produto que pode ser esperada de uma dada quantidade de reagente, com base na estequiometria de uma equação química. 
O rendimento percentual é a fração do rendimento teórico realmente obtido, expresso como uma porcentagem: 
Rendimento percentual ( % ) = rendimento real x 100 = 
					rendimento teórico
Exemplo
Calcular os rendimentos teórico e percentual dos produtos de uma reação , dada a massa de material inicial . 
A redução de 15 kg de óxido de ferro (III) em um alto forno produziu 8,8 kg de ferro:
	Fe2O3(s) + 3 CO(g)  2 Fe(s) + 3 CO2(g)
. Qual o rendimento percentual de ferro ? 
Solução
Número de moles de Fe2O3 = 15.000 g = 93,93 moles
				 159,70 g.mol-1
Número de moles de Fé = 93,93 mol Fe2O3 x 2 mol Fe = 187,86 moles
							1 mol Fe2O3
Massa de Fe = 187,86 mol x 55,85 g.mol-1 = 10492 g 
Rendimento percentual = 8800 g x 100 = 83,87 %
				10492 g
1.8 Soluções e Concentrações de Soluções 
Solução é uma mistura homogênea de duas ou mais substancias. A substancia presente em maior quantidade é normalmente chamada de solvente. As outras substancias na solução são conhecidas como solutos, e dizemos que elas estão dissolvidas no solvente. Normalmente , o solvente determina o estado físico as solução (se sólido , liquido ou gás). 
O comportamento das soluções geralmente depende não só da natureza dos solutos, mas também de suas concentrações. O termo concentração é usado para designar a quantidade de soluto dissolvida em uma determinada quantidade de solvente ou solução . 
Várias unidades de concentração são usadas em química, dependendo da aplicação 
 Unidades de concentração
	Medida
	Unidade
	Observação
	Porcentagem em peso
	%(p/p
	Massa do componente expressa como uma percentagem da massa total 
	Porcentagem em volume
	%(v/v)
	Volume do componente expresso como uma porcentagem do volume total, ambos medidos antes de serem misturados
	Partes por milhão 
	ppm 
	Volume em microlitros por litro de amostraPartes por milhão 
	ppm 
	Massa em miligramas por quilograma de amostra
	Molaridade 
(concentração molar ) 
	mol.L-1
	Moles de soluto por litro de solução
A concentração de uma solução é a relação quantitativa entre as quantidades de soluto e de solvente ou de solução. 
A porcentagem em peso, %(p/p), é a forma mais comum de expressar a concentração de uma solução. A %(p/p) descreve a razão entre a massa de um componente da solução e a massa total da solução, expressa numa base percentual,
		%(p/p) = massa do soluto , g x 100 
			 massa da solução , g 
A porcentagem em volume, %(v/v), se aplica a misturas de componentes líquidos completamente miscíveis entre si, e expressa a razão entre o volume de um dos componentes e o volume total da solução 
		%(v/v) = volume do soluto x 100 
			 volume da solução
Por exemplo, uma solução de álcool etílico a 70%(v/v) usada como antiséptico e desinfetante consiste de 70 mL de álcool etílico numa solução cujo volume total é de 100 mL .
Quando a quantidade de um componente em uma solução é muito pequena , a concentração é expressa em partes por milhão (ppm) em massa ou em volume ; ppm (em massa) corresponde à relação em unidades usadas tais como g/g , mg/kg ou g/ton ; ppm (em volume) corresponde à relação em unidades de volume tais como L/L ou mL/m3. 
Por exemplo, se a quantidade de mercúrio em uma amostra de 1 kg de água for 5 mg , sua concentração em ppm é, 
		5 mg = 5 mg = 5 ppm 
		1 kg 106 mg 
Note que 1 kg = 103 g = 106 mg 
No laboratório de química, a forma mais comum de expressar a concentração é na forma de concentração molar. A concentração molar (molaridade) de um soluto em uma solução é o número de mols de moléculas de soluto dividido pelo volume da solução (em litros) 
	Molaridade (M) = quantidade de soluto (mol) 
				Volume de solução (L) 
	1 M = 1 mol.L-1 , o símbolo M é lido como Molar .
Exercícios
1.Calcular a molaridade de um soluto em uma solução 
Suponha que dissolvemos 10,0 g de açúcar em água suficiente para fazer 200 mL de solução . Qual a molaridade da solução ? 
Massa molar da sacarose , C12H22O11 
	12 C = 12 x 12,01 = 144,12
	22 H = 22 x 1,008 = 22,176
	11 O = 11 x 16,00 = 176,00
	C12H22O11 = 342,296
Número de moles de soluto = 10,0 g = 0,0292 mol 
				 342,296 g.mol-1
Molaridade = 0,0292 mol = 0,146 mol.L-1 ou 0,146 M 
		 0,200 L 
2.Calcular o número de moles de soluto contidos em determinado volume de solução 
Suponhamos que queremos saber o número de moles de moléculas de sacarose em 15 mL ( 0,015 L ) de uma solução 0,10 M de sacarose .
	Número de moles de soluto = 0,10 mol.L-1 x 0,015 L = 1,5 x 10-3 mol . 
3.Calcular a massa de soluto necessária para preparar uma solução de molaridade previamente determinada 
Suponha que precisemos preparar 250 mL de uma solução aproximadamente 0,0380 M 
de cloreto de sódio , NaCl 
Número de moles de NaCl = 0,0380 mol.L-1 x 0,250 L = 0,0095 mol 
Massa molar do NaCl = 22,99 + 35,45 = 58,44 g.mol-1
Massa de NaCl = 0,0095 mol x 58,44 g.mol-1 = 0,555 g 
4.Calcular o volume de solução que contém uma dada quantidade de soluto 
Que volume de uma solução de HCl(aq) 0,358 M deveria ser transferido para obter uma amostra que contenha 2,55 x 10-3 mol de HCl ?
Volume de solução ( L ) = 2,55 x 10-3 mol = 7,12 x 10-3 L = 7,12 mL 
				0,358 mol.L-1
1.9 Estequiometria de reações em soluções aquosas 
Grande parte das reações químicas importantes ocorre em soluções aquosas. Cavernas maravilhosas de calcário são formadas pela ação de dissolução da água subterrânea que contém dióxido de carbono, CO2(aq) :
	CaCO3(s) + H2O(l) + CO2(aq)  Ca(HCO3)2(aq)
Exemplo : 
Uma amostra de Ca(OH)2 sólido é agitada em água a 30°C até que a solução contenha o máximo possível de Ca(OH)2 dissolvido(solução saturada). Retirou-se uma amostra de 100 mL dessa solução e titulou-se com HBr 0,05 M.São necessários 49 mL de solução ácida para a neutralização :
	Ca(OH)2(aq) + 2 HBr(aq)  CaBr2(aq) + 2 H2O(l)
Qual é a concentração molar da solução de Ca(OH)2 ? 
Resposta : 
Número de moles de HBr = 0,049 L x 0,05 mol.L-1 = 2,45 x 10-3 mol
Numero de moles de Ca(OH)2=2,45 x 10-3 mol x 1 mol Ca(OH)2=
								 2 mol de HBr
= 1,22 x 10-3 mol
Molaridade = número de moles = 1,22 x 10-3 mol = 1,22 x 10-2 M
		 Vol. de solução(L) 0,100 L 
Qual é a solubilidade do Ca(OH)2 em água, a 30°C, em gramas de Ca(OH)2 por 100 mL de solução ? 
Resposta : 
Massa molar do Ca(OH)2 = 40,08 + (2 x 16,00) + ( 2 x 1,01) = 74,10 g.mol-1
Massa de Ca(OH)2 contida em 100 mL de solução =
 1,22 x 10-3mol.L-1 x 0,100 L x 74,10 g.mol-1 = 9,04 x 10-3 g/100 mL de solução 
Conhecimentos que você deve dominar: 
Distinguir misturas homogêneas e heterogêneas .
Calcular a massa molar de um composto, dada a sua formula química.
Fazer a conversão entre a massa e o numero de mols usando a massa molar.
Balancear equações químicas simples. 
Interpretar as informações contidas em uma equação química balanceada.
Realizar cálculos mol a mol, massa a mol e massa a massa para quaisquer duas espécies envolvidas em uma reação química. 
Identificar o reagente limitante de uma reação e calcular a quantidade de reagente em excesso presente, dada a massa inicial de cada reagente. 
Explicar as diferenças entre rendimento real , rendimento teórico e rendimento percentual. 
Calcular o rendimento percentual de um produto. 
Calcular a molaridade de um soluto em uma solução, o volume da solução e a massa do soluto, dadas outras quantidades.
Glossário 
Coeficientes estequiométricos : os números que multiplicam as fórmulas químicas em uma equação química . Exemplos: 1 1 e 2 em H2 + Br2  2 HBr
Composto : uma substancia que consiste de átomos de dois ou mais elementos em uma proporção definida.
Concentração : a quantidade de uma dada substancia em um dado volume.
Concentração em massa : a massa de soluto por litro de solução
Concentração molar : o numero d mols de soluto por litro de solução .Também chamada molaridade. 
Elemento : uma substancia que consiste de átomos de mesmo numero atômico. Exemplos : hidrogênio, oxigênio . 
Equação química : uma forma de escrever em termos de fórmulas químicas que resume a informação qualitativa acerca das mudanças químicas que ocorrem em uma reação e a informação quantitativa de que átomos não são criados ou destruídos em uma reação química. Em uma equação química balanceada o mesmo numero de átomos de cada elemento aparece em ambos os lados da equação.
Espectrometria de massa : técnica para a medição de massas e abundancia de átomos e moléculas passando um feixe de íons através de um campo magnético. 
Estequiometria de reação : a relação quantitativa entre as quantidades de reagentes consumidos e os produtos formados nas reações químicas como expresso pela equação química balanceada para a reação . 
Fórmula molecular : uma combinação de símbolo químicos e subscritos mostrando os números reais de átomos de cada elemento presentes em uma moléculas . Exemplos : H2O, SF6, C6H5COOH . 
Fórmula química : uma coleção de símbolos químicos e subscritos que mostra a composição de uma substancia . 
Lei da composição constante: um composto tem a mesma composição independente da origem da amostra. 
Lei de conservação das massas : a matéria ( e especificamente os átomos ) não são criados nem destruídos em uma reação química. 
Massa molar : ( 1 ) A massa por mol de átomos de um elemento. (2) A massa por mol de moléculas de um composto .O mesmo que peso molecular.
Medidas exatas : medidas que tem pequenos erros sistemáticos e que dão resultados próximos aos valores aceitos para a propriedade que está sendo medida . 
Medidas precisas : uma serie de medidas com pequenos erros aleatórios e então comuma boa concordância entre si. 
Mistura : um tipo de matéria que consiste de mais de uma substância e pode ser separada em seus componentes fazendo uso das diferentes propriedades físicas das substâncias presentes. 
Mistura heterogênea : uma mistura na qual os componentes individuais, embora estejam misturados, permanecem em diferentes regiões, e podem ser diferenciados em escala microscópica. Exemplo : uma mistura de areia e sal. 
Mistura homogênea : uma mistura na qual os componentes individuais, estão uniformemente misturados, mesmo em uma escala microscópica. Exemplo : as soluções . 
Molaridade (M) : a concentração molar.
Molécula : (1) a menor porção de um composto que possui as propriedades químicas do composto .(2) um grupo de átomos ligados , eletricamente neutro, de composição definida . 
Número atômico Z : o número de prótons no núcleo de um átomo; este número determina a identidade do elemento e o número de elétrons em um átomo neutro.
Peso atômico : a razão da massa média dos átomos de um elemento em relação à unidade de massa atômica . 
Razão molar : a relação estequiométrica entre duas especies em uma reação química escrita como um fator de conversão . Exemplo : ( 2 mol de H2 )/(1 mol de O2) na reação 2 H2 + O2  2 H2O.
Precisão : livre de erros aleatórios .
Produto : uma espécie formada em uma reação química . 
Reação química : uma mudança química na qual uma substancia responde à presença de outra, à mudança de temperatura ou à alguma outra influencia. 
Reagente : (1) uma espécie que atua como material inicial numa reação química; um reagente que toma parte em uma reação especifica .(2) uma substância ou uma solução que reage com outras substancias. 
Reagente limitante : o reagente que governa o rendimento teórico de um produto em uma dada reação . 
Relação estequiométrica : uma expressão que iguala as quantidades relativas de reagentes e produtos que participam em uma reação . Exemplo : 1 mol H2  2 moles de HBr , na reação H2 + Br2  2 HBr.
Rendimento percentual : A porcentagem do rendimento teórico de um produto atingido na prática . 
Rendimento teórico : a quantidade máxima de produto que pode ser obtida, de acordo com a estequiometria da reação, a partir de uma dada quantidade do reagente especificado. 
Símbolo químico : a abreviação em uma ou duas letras do nome de um elemento químico. 
Solubilidade : a concentração de uma solução saturada de uma substancia . 
Solução : uma mistura homogênea . 
Solução aquosa : uma solução na qual o solvente é a água . 
Solução saturada : uma solução na qual o soluto dissolvido e não-dissolvido estão em equilíbrio dinâmico. 
Soluto : uma substancia dissolvida .
Solvente : (1) componente mais abundante em uma solução .(2) componente de uma solução que determina o estado da matéria . 
Substância : um tipo puro de matéria, composto ou elemento. 
Titulação : análise da composição através da medida do volume necessário de uma solução para reagir com um dado volume de outra solução . 
Unidade de massa atômica u : a massa de exatamente 1/12 da massa de um átomo do isótopo 12C de carbono . 1 u = 1,66054 x 10-24 g.
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