Conceitos Básicos de Química

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ESTEQUIOMETRIA
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Matéria
É o material físico do universo; é tudo que tem massa e ocupa espaço. 
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Classificação da Matéria
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Conceitos
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.
Os elementos não podem ser decompostos em substâncias mais simples. Cada elemento contem um único tipo de átomo.
Compostos são constituídos de dois ou mais elementos, logo eles contém dois ou mais tipos de átomos. 
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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. 
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Mistura homogênea: uma mistura na qual os componentes individuais, estão uniformemente misturados, mesmo em uma escala microscópica. Exemplo: as soluções.
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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.
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Lei de Proust (1807)
Um composto tem sempre a mesma composição independente da origem das amostras. 
Os elementos químicos, em um dado composto, estão sempre combinados na mesma proporção em massa.
Decompondo-se ZnS sempre se obtém 1,000 g de Zn para 0,490 g de S – a composição é constante.
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Fórmulas químicas
Fórmula química: uma coleção de símbolos químicos e subscritos que mostra a composição de uma substância. 
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Transformações químicas
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As transformações químicas (REAÇÕES) estão baseadas na lei de conservação da massas de LAVOISIER (1774) :
10 g de reagente 10 g de produto
1000 átomos de um elemento nos reagentes
1000 átomos do elemento nos produtos
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Conservação das massas
Numa reação química a massa dos reagentes é igual a massa dos produtos – não há perda nem ganho de massa.
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Mol
É A UNIDADE UTILIZADA PELOS QUÍMICOS, RELACIONADA COM UM Nº GRANDE DE ÁTOMOS, ÍONS, MOLÉCULAS.
O mol : origem da palavra latina moles
PORÇÃO, QUANTIDADE
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Definição de Mol
Quantidade de matéria que contém o mesmo nº de átomos que em 12 g do isótopo-12 do carbono
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A definição do Sistema Internacional diz que a massa de 1 mol de átomos de C12 é 12 g.
O carbono natural não é puro:
é uma mistura de isótopos com 98,90 % de C12 e 1,10 % de C13 :
A massa média de C na mistura é 12,011 u (massa atômica do C nas tabelas)
A massa de um número de Avogadro destes átomos é 12,011 g ou:
1 mol de átomos de C equivale a 12,011 g
UM MOL DE QUALQUER ELEMENTO TEM MASSA EM GRAMAS IGUAL À MASSA TÔMICA DO ELEMENTO
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LORENZO ROMANO
AMEDEO CARLO
AVOGADRO ( 1776-1856)
NA = NÚMERO DE AVOGADRO = 6,022 X 1023
Constante de Avogadro
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1 mol de átomos dos elementos C, S, Cu, Pb e Hg
12 g de carbono
32 g de enxofre
64 g de cobre
207 g de chumbo
201 g de mercúrio
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Massa molar
Massa molecular: soma das massas atômicas dos átomos da fórmula química:
MM do H2SO4 = 2 x 1,0 u do H + 32,1 u do S + 4 x 16,0 u do O = 98,1 u
Massa molar: massa em gramas de 1 mol de partículas
MM do H2SO4 = 98 u (uma molécula) MMolar: 98 g (1 mol = 6,02 x 1023 moléculas)
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Exemplos de massa molar
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Aplicando cálculos estequiométricos simples conversões:
1) Massa para Mol:
Quantos mols de níquel (Ni) há em 4,50 g deste elemento?
Ni= 58,71 u, portanto 1 mol de átomos de Ni tem 58,71 g
4,50 g Ni x 1 mol Ni = 0,077 mol Ni
 58,71 g Ni
2) Mol para Massa:
Quantos gramas de ouro (Au) existem em 0,250 mol deste metal?
1 mol de Au = 197,0 g
0,250 mol Au x 197,0 g Au = 49,25 g Au
 1 mol Au
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Reações químicas
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Equações Químicas
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Equações químicas balanceadas
2 Al(s) + 3 Br2(l) 1 Al2Br6(s) 
1- Quantidade relativa dos reagentes
2- Quantidade relativa dos produtos
3- O estado físico de todas as espécies participantes
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Balanceando uma equação química
1- ESCREVER AS FÓRMULAS CORRETAS DE REAGENTES E PRODUTOS
C4H10(g) + O2(g) 4CO2(g) + 5H2O(l) 
2- BALANCEAR O Nº DE ÁTOMOS DE CARBONO
C4H10(g) + O2(g) 4CO2(g) + 5H2O(l) 
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Balanceando uma equação química
1- ESCREVER AS FÓRMULAS CORRETAS DE REAGENTES E PRODUTOS
C4H10(g) + O2(g) 4CO2(g) + 5H2O(l) 
2- BALANCEAR O Nº DE ÁTOMOS DE CARBONO
C4H10(g) + O2(g) 4CO2(g) + 5H2O(l) 
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3- BALANCEAR Nº DE ÁTOMOS DE HIDROGÊNIO
C4H10(g) + O2(g) 4CO2(g) + 5H2O(l) 
4- BALANCEAR O Nº DE ÁTOMOS DE OXIGÊNIO
2C4H10(g) + 13O2(g) 8CO2(g) + 10H2O(l) 
5- VERIFICAR SE TODOS OS ELEMENTOS ESTÃO
BALANCEADOS.
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Exemplo 1
Da reação entre fósforo elementar P4 c/ gás cloro Cl2, obtém-se PCl3.
QUAL A MASSA DE Cl2 NECESSÁRIA para REAGIR COM 1,45 g de P4 ?
QUAL A MASSA DE PCl3 OBTIDA?
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P4(s) + 6Cl2(g) 4PCl3(l) 
gramas de
reagente P4
gramas de
produto PCl3
mol de reagente
P4
mol de produto
PCl3
x [1/massa molar]
x [massa molar]
Fator estequiométrico
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1- ESCREVER A EQ.BALANCEADA P/ A REAÇÃO
P4(s) + 6Cl2(g) 4PCl3(l) 
2-CALCULAR O Nº DE MOL DO P4
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3- USAR O FATOR ESTEQUIOMÉTRICO PARA CALCULAR O Nº DE MOL DE Cl2 DESEJADO
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4- CALCULAR A MASSA DE Cl2 EM 7,02 x 10-2 mol
A massa de cloro exigida para a reação completa é 4,98g
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5- USAR O FATOR ESTEQUIOMÉTRICO PARA CALCULAR O Nº DE MOL DE PCl3 QUE SERÁ PRODUZIDO
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6- CALCULAR A MASSA (g) DE PCl3 EM 4,68 x 10-2 MOL
A massa de PCl3 produzida na reação de 1,45 g de P4 com 4,98 g de Cl2 é de 6,43 g de PCl3
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Exemplo 2
APLICANDO AS RELAÇÕES ESTEQUIOMÉTRICAS
OCTANO, C8H18 É UM COMPOSTO REPRESENTATIVO DA GASOLINA.
A EQ.QUÍMICA PARA A SUA COMBUSTÃO É:
2C8H18(l) + 25 O2(g) 16 CO2(g) + 18 H2O(l)
A DENSIDADE DO OCTANO: 0,702 g/cm3.
CALCULE A MASSA DE CO2 PRODUZIDO, QUANDO 1 LITRO DE OCTANO É QUEIMADO
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A massa de octano correspondente a 1 L é 702 g (Utilizando-se m= d.V)
Da equação balanceada: 2 mol de octano produzem 16 mol de CO2
Massa CO2 = 702 g octano X 1 mol octano x 16 mol CO2 x 44 g CO2
 114,2 g oct. 2 mol oct mol CO2
Massa CO2 = 2160 g
ou 2,16 kg
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REAGENTES LIMITANTES
- Um químico misturou 1,00 mol de N2 com 5,00 mols de H2. Qual o maior número possível de mols do produto que serão formados pela reação?
N2 + 3 H2 2 NH3 
O reagente em menor quantidade (número de mols) limita a quantidade do produto formado, ou seja, é o reagente limitante.
Então devemos usar o N2 para iniciar os cálculos
Portanto: 1,00 mol de N2 2 mols de NH3
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EXEMPLO: Carbeto de cálcio reage com água para formar hidróxido de cálcio e acetileno. Qual é o reagente limitante quando 100 g de água reage com 100 g de carbeto de cálcio? Que massa de Ca(OH)2 é produzida ?
CaC2 (s) + 2 H2O (l) Ca(OH)2 (aq) + C2H2 (g)
Massa molar do CaC2 - 64,10 g/mol
Massa molar da H2O - 18,0 g/mol
N. Mol CaC2 = 100g CaC2 x 1mol CaC2 = 1,56 mol CaC2 (limitante)
 64,10
N. Mol H2O = 100g H2O x 1mol H2O = 5,55 mol H2O
 18,0g H2O
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N. Mol Ca(OH)2 = 1,56 mol CaC2 x 1mol Ca(OH)2 = 1,56 mol 			 			1mol CaC2
Massa de Ca(OH)2 = 1,56 mol x 74,0 g.mol-1 = 115,4 g.
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Rendimento das reações
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Rendimento teórico e rendimento percentual
RENDIMENTO REAL DE UM PRODUTO - quantidade obtida no final da reação, medida em gramas ou mols (quantidade medida)
RENDIMENTO TEÓRICO – é a massa que deveríamos obter se não houvessem perdas ou produtos secundários (quantidade calculada COM BASE NUMA EQUAÇÃO QUÍMICA)
RENDIMENTOPERCENTUAL = RENDIMENTO REAL x 100 %
 RENDIMENTO TEÓRICO
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Calculando o rendimento percentual de um produto
Um químico efetua a síntese do tricloreto de fósforo misturando 12,0 g de P com 35,0 g de Cl2 e obtem 42,4 g de PCl3. Calcule o rendimento percentual para este composto.
2P(s) + 3 Cl2(g) 2 PCl3(l)
Uma vez que foram fornecidas as massas, deve-se saber qual é o reagente limitante.
Vamos escolher o fósforo e determinar se ele está presente em quantidade suficiente para reagir com 35 g de cloro.
12,0 g P x 1 mol P x 3 mol Cl2 x 70,90 g Cl2 = 41,2 g Cl2
 30,97g P 2 mol P 1 mol Cl2
Vemos que não há Cl2 suficiente para reagir com 12,0 g de P.
O Cl2 será totalmente consumido, ele é o reagente limitante.
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Para obter o rendimento teórico de PCl3, vamos calcular quantos gramas deste poderiam ser obtidos a partir de 35 g de Cl2.
35,0 g Cl2 x 1 mol Cl2 x 2 mol PCl3 x 137,32 g PCl3 = 45,2 g PCl3
 70,90g Cl2 3 mol Cl2 1 mol PCl3
Como o rendimento real foi de 42,4 g de PCl3 e não 45,2g, obteremos:
RENDIMENTO PERCENTUAL = RENDIMENTO REAL x 100 %
 RENDIMENTO TEÓRICO
% = 42,4 g PCl3 x 100% = 93,8%
 45,2 g PCl3
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Soluções
Solução é uma mistura homogênea de duas ou mais substancias. A substancia presente em maior quantidade é normalmente chamada de solvente. 
Solvente é a substância presente em maior quantidade ou na qual as demais estão dissolvidas.
Solutos são as substâncias dissolvidas no solvente.
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Tipos de soluções
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Concentração de solução
A concentração de uma solução expressa a quantidade de soluto presente numa dada quantidade de solvente ou de solução.
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Porcentagem em massa
Massa por cento (m/m) = gramas de soluto = x 100 %
 gramas de solução
EXEMPLO: Uma solução de ácido nítrico a 70 % (m/m) contém 70 g de HNO3 em cada 100 g de solução.
HNO3 a 70 % (m/m) = 70 g de HNO3 = x 100 %
 100 g de solução
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Porcentagem em massa por volume
Porcentagem em massa/volume (m/v) = gramas de soluto x 100 %
 mililitros de solução
EXEMPLO: uma solução a 5 % (m/v) de dextrose usada para alimentação endovenosa contém 5 g de dextrose (glicose) para 100 mL.
Dextrose a 5 % (m/v) = 5 g de dextrose = x 100 %
 100 mL de solução
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Porcentagem em volume
Porcentagem em volume a volume (v/v) = mililitros de soluto = x 100 %
 mililitros de solução
EXEMPLO: Uma solução de álcool etílico a 70 % (v/v) usada como antisséptica e dessinfetante consiste de 70 mL de álcool etílico cujo volume total é de 100 mL.
Álcool a 70 % (v/v) = 70 mL de álcool = x 100 %
 100 mL de solução
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Partes por milhão (ppm)
ppm em massa corresponde à relação em unidades usadas tais como μg/g, mg/kg ou g/ton.
ppm em volume corresponde à relação em unidades de volume tais como μL/L ou mL/m3. 
Exemplo:
Se a quantidade de mercúrio em amostra 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 e que mg/kg é portanto o mesmo que ppm.)
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Molaridade
Molaridade (M) = moles de soluto
 litro de solução
Uma solução 5,00 M de cloreto de sódio contém 5,00 moles (292,5 g) de NaCl por litro de solução.
EXEMPLO: A molaridade de uma solução que contém 0,600 mol de
soluto em 2,00 litros de solução é
Molaridade = moles de soluto = 0,600 mol de soluto = 0,300 M
 litro de solução 2,00 litros de solução
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Cálculos envolvendo molaridade
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
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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. 
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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 = 0,555g 
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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 = 
 0,358 mol.L-1
= 7,12 x 10-3 L = 7,12 mL 			
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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)
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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)
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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 = 		 Vol. de solução(L) 0,100 L 
= 1,22 x 10-2 M
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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 
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Conhecimento a serem dominados
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. 
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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.
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