resumo química

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Aula 1 
 
 Lei de Lavoisier 
 Lei de Proust 
 Substância Simples x Substância Composta 
 Substância Pura x Mistura 
 Peso x Massa 
 
Aula 2 
 
 Massa atômica 
 
1 u = 1/12 mC = 1,66 x 10
-27 kg Relação entre massa do átomo (u) e massa (g) 
 
 Massa molecular 
 
 Mol 
 
1 mol = 6,02 x 10²³ átomos, moléculas, íons ou partículas 
 
 Massa molar (M) 
 
 Número de mol 
 
n = m/M Relação entre massa e mol 
 
ATIVIDADE FINAL 5 – p. 34 
 
Relações numéricas: 
 
 Massa e volume se relacionam através da densidade 
 Mol e massa se relacionam através da massa molar 
 Mol e átomos (ou moléculas/íons/partículas) se relacionam através da constante de Avogadro 
 
Aula 3 
 
 Balanceamento 
 Relações estequiométricas: os reagentes/produtos podem ser relacionados através da massa ou mol. 
 
Ex.: Qual a massa de água produzida a partir de 3 mol de O2? H2 + 1/2O2  H2O 
 
Relação em mol: Relação em massa: 
 
1/2 mol O2  1 mol H2O 1/2 x 32 g O2  18 g H2O 
3 mol O2  x 3 x 32 O2  x 
 
x = 6 mol H2O x = 108 g H2O 
 
1 mol H2O  18 g 
6 mol H2O  x 
 
 x = 108 g 
Relação entre mol e átomos, 
moléculas, íons ou partículas 
A definição da relação a ser utilizada vai 
depender do que o problema quer no final 
(massa o mol), mas ambas levam ao mesmo 
resultado. 
Aula 4 
 
 Lei dos Gases Ideais (fora das CPTP ou CNTP) 
 
PV = nRT 
 
 Lei de Gay-Lussac (P constante) 
 Lei de Boyle-Mariotte (T constante) 
 
Temperatura sem Kelvin (K) SEMPRE! K = ºC + 273 
 
 CNTP: 1 mol de gás ocupa 22,4 L 
 
 CPTP: 1 mol de gás ocupa 22,7 L 
 
O volume do gás se relaciona com o número de mol. Pela relação estequiométrica da reação, você pode 
relacionar em mol ou massa. Se a relação for em mol, depois é só relacionar direto com o volume. Se a 
relação for em massa, primeiro tem que passar pra mol e depois relacionar com o volume. 
 
Aula 5 
 
 Rendimento 
 
Após balancear a equação, faz-se os cálculos normalmente. O valor encontrado é para uma reação com 
100 % de rendimento. Daí é só fazer uma regra de três para o rendimento real informado. Se o problema 
quiser saber o rendimento da reação, a massa obtida através da relação estequiométrica corresponde ao 
rendimento de 100 %; através da regra de três, a massa real estará relacionada com o rendimento real da 
reação. 
 
ATIVIDADE FINAL 2 (p. 125) E ATIVIDADE FINAL 3 (p. 126) 
 
 
 Pureza 
 
Deve ser considerada antes de iniciar os cálculos. 
 
Ex.: 300 g de CaCO3 com 80 % de pureza. 
 
300 g  100 % 
 x  80 % 
 
x = 240 g CaCO3 
 
Isso quer dizer que quando 300 g de CaCO3 80 % puro são inseridos em uma reação, apenas 240 g irão de 
fato reagir. Logo, a massa a ser usada nos cálculos é 240 g e não 300 g. 
 
 
ATIVIDADE FINAL 4 (p. 126) e EXEMPLO 4 (p. 115) 
 
 
 
 
Isotérmico: Temperatura constante 
 
Isobárico: Pressão constante 
 
 
 Reagente limitante/excesso 
 
Quando o problema fornece a massa de um dos reagentes apenas, na verdade ele está considerando que o 
outro reagente estará presente em quantidade estequiométrica para reagir. Logo, a massa dada poderá ser 
usada nos cálculos. Quando o problema fornece a massa dos dois reagente utilizados, é necessário 
determinar o reagente limitante, pois a sua massa que será utilizada nos cálculos, já que este se encontra 
presente em menor quantidade em termos estequiométricos. Exemplo: 
 
H2 + 1/2O2  H2O Qual a massa de água produzida ao reagir 7 g de H2 com 15 g de O2? 
1 mol 0,5 mol 1 mol 
 2 g 16 g 18 g 
 
1) balancear a reação; 
2) como o problema dá os dados em massa, faremos a relação estequiométrica em massa. Pela reação: 
 
2 g H2 reagem com 16 g de O2. 
 
2 g H2  16 g O2 
 
3) escolhemos um dos reagentes como base para definir quanto que seria necessário do outro reagente. 
Daí fazemos a comparação com a massa que de fato temos disponível. Tomarei por base a massa de 
H2. 
 
 
2 g H2  16 g O2 
7 g H2  x 
 
x = 56 g O2 
 
 
Só para confirmar, vamos pegar a massa de O2 dada e verificar quanto precisaríamos de H2 para reagir: 
 
 
2 g H2  16 g O2 
 x  15 g O2 
 
x = 1,875 g H2 
 
 
 
 
IMPORTANTE: verificar se o problema menciona a pureza dos reagentes, pois esta deverá ser 
considerada antes de determinar o reagente limitante. 
 
 
ATIVIDADE FINAL 9 (p. 131) 
 
 
 
 
Ou seja, eu precisaria de 56 g de O2 para reagir com 7 g 
de H2, no entanto só tenho 15 g de O2 disponíveis. Logo, o 
O2 é o reagente limitante e o H2 o reagente em excesso. 
Ou seja, eu precisaria de 1,875 g de H2 para reagir com 
15 g de O2, no entanto temos 7 g de H2 disponíveis. 
Logo, o H2 é o reagente em excesso e o O2 é o reagente 
limitante. 
 
Aula 6 
 
 Preparo de solução (sólido dissolvido em líquido ou mistura de dois líquidos) 
 Soluto x Solvente 
 Solução (Soluto + Solvente) 
 Concentração comum (g/L) 
m = massa do soluto em gramas 
V = volume da solução em litros 
 
 Concentração molar ou Molaridade (mol/L) 
n = nº de mol do soluto em mol 
V = volume da solução em litros 
 
 Relação entre Concentração Comum e Concentração Molar: 
 
C = concentração comum em g/L 
 M = concentração molar em mol/L 
 
 Concentração Molal ou Molalidade (molal) 
 
 n = nº de mol do soluto em mol 
m = massa do solvente em quilo 
 
 
 
 
 
 
 
 Concentração em partes por milhão (ppm) 
 
1 parte do soluto presente em 1.000.000 partes da solução 
 
ppm em massa: ppm em volume: 
 
mg soluto em 106 mg solução mL soluto em 106 mL solução 
g soluto em 106 g solução L soluto em 106 L solução 
kg soluto em 106 kg solução m³ soluto em 106 m³ solução 
 
Como a quantidade de soluto é muito pequena em relação ao solvente, para efeito de cálculos, caso a 
densidade da solução não seja dada, podemos considerar a densidade da solução igual a do solvente, que na 
maioria dos casos é a água (d = 1 g/mL). 
 
 Porcentagem em massa (% p/p) 
 
 
 
 
 
m1 = massa do soluto em gramas 
m2 = massa do solvente em gramas 
M1 = massa molar do soluto em g/mol 
 Porcentagem em volume (% v/v) 
 
 
 
 Porcentagem em massa/volume (% p/v) 
 
 
 
Aula 7 
 
 Diluição: a massa (ou o número de mol) não se altera após o incremento de solvente. 
 
CiVi = CfVf 
 
MiVi = MfVf 
 
 
 Fator de diluição (FD) 
 
FD = Ci/Cf 
 
Para diluições sucessivas: FDtotal = FDdiluição 1 x FDdiluição 2 x FDdiluição 3 x ... 
 
 
 Misturas: Solução A + Solução B  Solução C 
 
 
CCVC = CAVA + CBVB 
 
MCVC = MAVA + MBVB 
 
Considerações Finais: 
 
 Isso é apenas um resumo dos conteúdos abordados nas tutorias. O material didático deve ser estudado 
em sua integridade para melhor compreensão dos conceitos estudados. 
 Todo número deve apresentar a unidade que o dimensiona; um número sem unidade não representa 
nada. Durante o desenvolvimento dos cálculos é muito importante escrever sua unidade, bem como a 
substância/elemento/composto a qual aquela quantidade se refere. Isto, além de esclarecer o seu 
raciocínio para quem for corrigir a prova, ajuda a orientar o próprio desenvolvimento do problema. 
 Cuidado com as aproximações excessivas de números com muitas casas decimais. Deixe para fazer a 
aproximação na resposta final. No desenvolvimento das questões, procure expressar o maior número de 
casas decimais possível. Lembre-se sempre de recorrer à relação estequiométrica da reação nas questões que envolvem cálculos 
estequiométricos. E não se esqueça de sempre balancear a reação antes de começar a resolver. 
 Antes de começar a resolver o problema, faça um esquema com os dados fornecidos. Veja o que você 
tem em termos de mol, %, volume, mol, moléculas (...) e veja aonde você quer chegar em termos de 
mol, %, volume, mol, moléculas (...). Assim você verá de forma ampla as relações numéricas e 
estequiométricas que você pode usar. 
C = concentração comum (g/L) 
M = concentração molar (mol/L) 
V = volume (L) 
i = início 
f = fim