1 semestre Resumão Quimica Tecnologica

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UNIVERSIDADE LUTERANA DO BRASIL
Pró-Reitoria Acadêmica
Direção Geral de Ensino
QUÍMICA 
TECNOLÓGICA
� Prof. Everton Bedin
� E-mail. bedin.everton@gmail.com
1. Átomos. Moléculas. Modelos atômicos. 
Estrutura eletrônica. 
� Átomo
1. Átomos. Moléculas. Modelos atômicos. 
Estrutura eletrônica. 
� Molécula: é um grupo de átomos, iguais ou diferentes, que se
mantêm unidos e que não podem ser separados sem afetar ou destruir as
propriedades das substâncias. Existe um conceito antigo que diz que a
molécula é a menor parte de uma substância que mantém suas
características de composição e propriedades químicas.
1. Átomos. Moléculas. Modelos atômicos. 
Estrutura eletrônica. 
� Modelos Atômicos:
���� Demócrito (Grécia Antiga).
1. Dalton;
2. Thomson;
3. Rutherford;
4. Bohr.
1. Átomos. Moléculas. Modelos atômicos. 
Estrutura eletrônica. 
� Demócrito 
� � folha de papel
(a = não; tomo = parte)
� Aristóteles
1. Átomos. Moléculas. Modelos atômicos. 
Estrutura eletrônica. 
� Dalton 
1. Átomos. Moléculas. Modelos atômicos. 
Estrutura eletrônica. 
� Thomson 
1. Átomos. Moléculas. Modelos atômicos. 
Estrutura eletrônica. 
� Rutherford 
1. Átomos. Moléculas. Modelos atômicos. 
Estrutura eletrônica. 
� Bohr 
Exercícios
a) Qual foi a principal mudança 
indicada por Rutherford na 
interpretação dada ao modelo 
atômico em relação ao modelo 
proposto por Thomson?
b) Qual é a explicação fornecida 
por Rutherford e seus 
colaboradores para as partículas 
que foram rebatidas pela lâmina 
de ouro e por que elas ocorriam 
em menor quantidade em 
relação àquelas que 
ultrapassaram a lâmina?
c) Qual contribuição de Thomson foi 
confirmada por Rutherford que 
anteriormente já havia sido 
extremamente importante na 
mudança da interpretação do 
conceito de átomo?
d) Descreva os resultados que 
deveriam ser observados nessa 
experiência, se houvesse uma 
distribuição homogênea das cargas 
positivas e negativas no átomo.
1. Átomos. Moléculas. Modelos atômicos. 
Estrutura eletrônica. 
� Partículas atômicas;
� Íons;
� Igualdades Químicas.
1. Átomos. Moléculas. Modelos atômicos. 
Estrutura eletrônica. 
� Partículas Atômicas.
� Z – número atômico;
� A – número da massa;
� n – número de nêutrons;
� p – número de prótons;
� e – número de elétrons.
A = Z + n
1. Átomos. Moléculas. Modelos atômicos. 
Estrutura eletrônica. 
� Íons
Na11 Cl17
1. Átomos. Moléculas. Modelos atômicos. 
Estrutura eletrônica. 
� Igualdades Químicas
� Isótopos – igual Z
� Isóbaros – igual A
� Isótonos – igual n
� Isoeletrônicos – igual e
1. Átomos. Moléculas. Modelos atômicos. 
Estrutura eletrônica. 
Exercícios
1. Considere os conjuntos de espécies químicas a seguir.
A = {1H1, 1H2, 1H3}; 
B = {20Ca40, 18Ar40}; 
C = {2He3, 2He4}; 
D = {6C13, 7N13} 
E = {2He3, 1H3}
Com relação aos conjuntos, considere as seguintes afirmativas.
I. O conjunto C contém apenas isótopos do elemento hélio.
II. Os membros de E apresentam o mesmo número de elétrons, sendo, 
portanto, isótopos.
III. O conjunto A contém apenas isótopos do elemento hidrogênio.
IV. Os membros de B são isóbaros.
V. Os membros de D apresentam o mesmo número de nêutrons.
1. Átomos. Moléculas. Modelos atômicos. 
Estrutura eletrônica. 
� Estrutura eletrônica - Orbitais
2. Tabela Periódica. Ligações Químicas: 
iônica, covalente e metálica.
2. Tabela Periódica. Ligações Químicas: 
iônica, covalente e metálica.
� Níveis, períodos ou camadas (1, ... 7);
� Subníveis (s2, p6, d10, f14);
� Famílias (1A,..., 8A; 1B,...., 8B - específicas);
� Grupos (1,...., 18).
2. Tabela Periódica. Ligações Químicas: 
iônica, covalente e metálica.
� Distribuição eletrônica – CERNE (gás nobre).
� Nível, subnível, elétrons, nível, subnível, elétrons.....
EXPLICAÇÃO
� Li (Z=3): 1s2 2s1 ou [He] 2s1
O (Z=8): 1s2 2s2 2p4 ou [He] 2s2 2p4
S (Z=16): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4 ou [Ne] 3s2 3p4
2. Tabela Periódica. Ligações Químicas:
iônica, covalente e metálica.
� Camada de valência;
� Nível mais energético;
� Elétron de valência.
2. Tabela Periódica. Ligações Químicas:
iônica, covalente e metálica.
Classificação Periódica
� As propriedades periódicas dos elementos 
químicos são as características inerentes à 
esses elementos que variam de acordo com 
sua posição na TP, ou seja, com o número 
atômico.
� São divididas em: eletronegatividade, raio 
atômico, afinidade eletrônica e energia de 
ionização.
� 1. As propriedades físicas dos 
elementos estão ligadas à massa e ao 
tamanho do átomo.
� 2. As propriedades químicas estão 
ligadas à configuração eletrônica do 
átomo de cada elemento químico.
Propriedades Periódicas
Raio atômico: a distância entre o centro do núcleo de um
átomo e a camada mais externa da eletrosfera (camada de valência).
>Cátions X Ânions>.
2. Tabela Periódica. Ligações Químicas:
iônica, covalente e metálica.
2. Tabela Periódica. Ligações Químicas:
iônica, covalente e metálica.
2. Tabela Periódica. Ligações Químicas:
iônica, covalente e metálica.
� Eletronegatividade: é a capacidade que o núcleo
de um átomo tem de atrair os elétrons envolvidos em
uma ligação química.
2. Tabela Periódica. Ligações Químicas:
iônica, covalente e metálica.
2. Tabela Periódica. Ligações Químicas:
iônica, covalente e metálica.
� Energia de Ionização: é a energia mínima necessária
para retirar um elétron de um átomo ou íon no estado gasoso. O
átomo ou íon só perderá elétrons se ele receber energia suficiente,
que é a energia de ionização.
2. Tabela Periódica. Ligações Químicas:
iônica, covalente e metálica.
2. Tabela Periódica. Ligações Químicas:
iônica, covalente e metálica.
� Afinidade eletrônica: é a energia liberada quando
um átomo em seu estado gasoso captura um elétron.
2. Tabela Periódica. Ligações Químicas:
iônica, covalente e metálica.
LIGAÇÕES QUÍMICAS
� Ligações iônicas;
� Ligações covalente;
� Eletronegatividade;
� Polaridade da Ligação.
� O que é ligação química? 
Ligações Iônicas
� Forças eletrostáticas que atraem íons de 
cargas opostas;
� Estabilidade pelo cerne;
� Hipoteticamente (metal e não metal):
X ���� X+ + 1 e- Y + 1 e- ���� Y-
Cátion Ânion 
Y + X � X+ + Y-
RETOMAR AS PROPRIEDADES PERIÓDIAS!
Estrutura de Lewis
� Apresenta o tronco e todos os elétrons de 
valência!
Estabilidade dos compostos iônicos
� Combinação dos íons individuais.
Óxido de Sódio; Cloreto de Cálcio.
Ligação Iônica e energia �
Toda reação ocorre quando os produtos são 
mais estáveis que os reagentes.
Liberação de energia – energeticamente favorável H < 0;
Na� Na+ + e - +495 (energia absorvida)
Cl + e- � Cl- - 348 (energia liberada)
Na + Cl � Na+ [Cl-] - 449 (energia liberada)
Ligação Covalente
� Compartilhamento de elétrons!
� Estabilidade pelo octeto – apenas guia;
� Hipoteticamente (não metal e não metal)
H2� H * * H
� Forças de atração e repulsão;
Os elétrons são igualmente compartilhados entre 
os dois átomos de hidrogênio – constitui a 
ligação covalente.
Estruturas de Lewis
� O tronco com os elétrons ao redor;
� Compartilhar em pares de elétrons;
� CH4 - fazer a distribuição eletrônica;
� NH3, CCl4 e H2O;
� Eteno e Etino (dupla e tripla);
� Gás hidrogênio, gás oxigênio e gás nitrogênio.
� BF3
� O3
� PCl5
Exercícios 
� Qual o tipo de ligação e a fórmula do composto formado pelo 
elemento X, cujo subnível mais energético é 3p4, e o elemento Y, 
que é do grupo 1A, no 2° nível?
� Dados os elementos químicos 53M127 e 20X40, qual deles tende a 
formar cátion e qual tende a formar ânion? Justifique.� (PUCRS) Átomos de enxofre (Z = 16) ligam-se com átomos de 
hidrogênio (Z = 1), carbono (Z = 6) e sódio (Z = 11), formando que 
tipos de compostos?
� Na formação de moléculas diatômicas, a partir de átomos iguais, o 
tipo de ligação química será?
Ligação Metálica
� Ligação metálica é a ligação entre metais e metais.
Formam as chamadas ligas metálicas que são cada
vez mais importantes para o nosso dia-a-dia.
� No estado sólido, os metais se agrupam de forma
geometricamente ordenados formando as células,
ou grades/retículo cristalino.
� Uma amostra de metal é constituída por um grande
número de células unitárias formadas por cátions
desse metal.
� Na ligação entre átomos de um elemento metálico
ocorre liberação parcial dos elétrons mais externos, com
a consequente formação de cátions, que formam as
células unitárias.
� Esses cátions têm suas cargas estabilizadas pelos
elétrons que foram liberados e que ficam envolvendo a
estrutura como uma nuvem eletrônica.
� São dotados de um certo movimento e, por isso,
chamados de elétrons livres. Essa movimentação dos
elétrons livres explica por que os metais são bons
condutores elétricos e térmicos.
� A consideração de que a corrente elétrica é um fluxo de
elétrons levou à criação da Teoria da Nuvem Eletrônica
ou Teoria do “Mar” de elétrons.
� Pode-se dizer que o metal seria um aglomerado de
átomos neutros e cátions, mergulhados numa nuvem ou
“mar” de elétrons livres. Esta nuvem de elétrons
funcionaria como a ligação metálica, que mantém os
átomos unidos.
Condução de eletricidade
Resumo 
� Ligações químicas são forças de atração entre íons ou 
átomos;
� Uma ligação iônica consiste em uma atração 
eletrostática entre íons de cargas opostas;
� Energia das ligações é a estabilidade;
� Uma ligação covalente consiste em um par de elétrons 
compartilhados entre dois átomos – forças de atração e 
repulsão são balanceadas.
� Estrutura de Lewis como fonte de coordenação de 
estrutura – regra do octeto;
� Elétrons compartilhados de ambos os átomos –
ligação covalente normal;
� Elétrons compartilhados de apenas um dos átomos 
de ligação – ligação covalente coordenada;
� Ligações duplas e triplas;
� Eletronegatividade: é a tendência mostrada por uma 
átomo em atrair elétrons de valência;
� A polaridade depende da diferença de 
eletronegatividade e da geometria da molécula 
(vetores).
FUNÇÕES 
INORGÂNICAS
3. Funções inorgânicas: ácidos e bases. Conceito, 
nomenclatura, notação e propriedades. 
Reações de neutralização.
� Ácidos: São compostos covalentes que reagem
com água (sofrem ionização), formando soluções
que apresentam como único cátion o hidrônio, H3O+(ou, conforme o conceito original, o cátion H+).
� Exemplos: - ionização 
H2SO4 � H3O+ + HSO4- ou H2SO4� H+ + HSO4-
HCl � H3O+ + Cl- ou HCl� H+ + Cl-
� Exercícios: (HF), (HCN), (H2CO3), (H3PO4) e (HNO3).
Conceitos de Ácido
� Teoria de Arrhenius
� Teoria de Brönsted-Lowry
� Teoria de Lewis
3. Funções inorgânicas: ácidos e bases. Conceito, 
nomenclatura, notação e propriedades. 
Reações de neutralização.
� Classificação 
1. Presença de oxigênio:
Hidrácidos
HCl, HCN 
Oxiácidos;
H2SO4, H3PO4
2. Hidrogênios Ionizáveis;
3. Força
3. Funções inorgânicas: ácidos e bases. Conceito, 
nomenclatura, notação e propriedades. 
Reações de neutralização.
� Nomenclatura
HIDRÁCIDOS
� Ácido + nome do 
elemento + ídrico
� Exemplos: 
HCl – ácido clorídrico
H2S – ácido sulfídrico
� OXIÁCIDOS
H2SO4 – ácido sulfúrico
HNO3 – ácido nítrico
H3PO4 – ácido fosfórico
Nox Sufixo 
1, 2 Hipo... Oso
3, 4 Oso
5, 6 Ico
7 Per... ico
� Bases: São compostos capazes de se
dissociar na água liberando íons, mesmo em
pequena porcentagem, dos quais o único
ânion é o hidróxido, OH-.
� Exemplos:
NaOH(s) → Na+ + OH-
Ca(OH)2→ Ca2+ + 2 OH-
� Exercícios: (Ca(OH)2), (Mg(OH)2) (NH4OH) e (Al(OH)3).
3. Funções inorgânicas: ácidos e bases. Conceito, 
nomenclatura, notação e propriedades. 
Reações de neutralização.
3. Funções inorgânicas: ácidos e bases. Conceito, 
nomenclatura, notação e propriedades. 
Reações de neutralização.
3. Funções inorgânicas: ácidos e bases. Conceito, 
nomenclatura, notação e propriedades. 
Reações de neutralização.
� Reações de Neutralização
É uma reação que ocorre entre um ácido e uma 
base que tem como principal produto um sal.
3. Funções inorgânicas: ácidos e bases. Conceito, 
nomenclatura, notação e propriedades. 
Reações de neutralização.
Exercícios no quadro
Exercícios no quadro
� Sais: São compostos capazes de se dissociarem na
água liberando íons, mesmo em pequena porcentagem,
dos quais pelo menos um cátion é diferente de H3O+ e
pelo menos um ânion é diferente de OH-.
� Exemplos:
NaCl→ Na1+ + Cl1-
Ca(NO3)2→ Ca2+ + 2NO31-
(NH4)3PO4 → 3 NH4+1 + PO43-
� Exercícios: (NaF), (NaNO3), (NH4NO3), (Na2CO3), (NaHCO3), 
(CaCO3), (CaSO4), (MgSO4), (Ca3(PO4)2)
3. Nomenclatura de Sais
Óxidos 
� São compostos binários (dois elementos) que 
contém oxigênio, o qual é o elemento mais 
eletronegativo.
Nomenclatura dos óxidos:
Nome do óxido = prefixo de quantidade de 
oxigênios + óxido de + nome do outro 
elemento.
� Exemplo: SO3(g) Na2O(s) CO2(g) 
Óxidos Básicos
Óxidos Ácidos
�Corrente elétrica.
1. Quais os tipos de substâncias das Funções 
Inorgânicas que conduzem corrente elétrica? 
Por quê?
Escala de pH
� O logaritmo negativo da concentração 
hidrogeniónica.
Indicadores de pH
Indicador Cor original Caráter ácido Caráter básico 
Fenolftaleína Incolor 
Alaranjado de 
metila Laranja 
Papel tornassol 
azul Azul 
Papel tornassol 
vermelho Vermelho 
Exercícios 
Os indicadores de pH são substâncias que mudam de cor em função da
acidez ou basicidade do meio em que se encontram. Considere um
indicador que apresenta a cor amarela em meio ácido, a cor verde em
meio neutro e a cor azul em meio básico. É CORRETO afirmar que:
a) em contato com uma solução aquosa de NaOH, a cor desse
indicador será amarela;
b) em contato com uma solução aquosa de HCl, a cor desse indicador
será azul;
c) em contato com uma solução de Ca(OH)2, a cor desse indicador
será verde;
d) em contato com suco de limão, a cor desse indicador será amarela;
e) em contato com uma solução de cloreto de sódio, a cor esse
indicador será amarela.
Qual a classificação correta das substâncias NaOH, NaCl e HCl?
a) ácido, base e sal
b) sal, base e ácido
c) sal, ácido e base
d) base, sal e ácido
e) ácido, base e sal
Ao dissociar em água destilada o ácido ortofosfórico (H3PO4), resultam, como 
cátion e ânion:
a) PO (aq) e 3H-(aq)
b) PO (aq) e H (aq)
c) 2H+(aq) e PO (aq)
d) 3H+(aq) e PO4-3 (aq)
e) 3H+(aq) e HPO(aq)
Estequiometria 
Reagente � Produto 
estequiometria é a mesma.
� MASSA MOLECULAR X MASSA ATÔMICA
EX: H2SO4
� MOL
Quantidade de matéria.
Estequiometria 
� Nº DE MOLS – a partir de massa.
Ex: 25g de NaCl são quantos mols?
76g de C12H22O11 são quantos mols?
massa � mol � moléculas � átomos � Litros
Estequiometria 
Estequiometria 
� Para resolver cálculos estequiométricos:
1. Escreva a equação da reação química;
2. Balanceie a equação;
3. Obter informação para regra de três.
Cálculos estequiométricos
4. Aritmética química.
Rendimento
O inseticida DDT (massa molar = 354,5 g/mol) é fabricado a partir de
clorobenzeno (massa molar = 112,5 g/mol) e cloral, de acordo com a
equação
2 C6H5Cl + C2HCl3O �C14H9Cl5 + H2O. 
clorobenzeno cloral DDT
Partindo de uma tonelada (1 t) de clorobenzeno, foi obtida 1,25 tonelada.
O rendimento aproximado é igual a?
Nos locais onde a concentração de dióxido e trióxidode enxofre é
muito grande, a eminência da presença de chuva ácida é muito
evidente, sendo responsável pela deterioração do mármore presente
em vários monumentos. A reação de deterioração do mármore é a
seguinte:
CaCO3(s) + H2SO4(aq)→ CaSO4(aq) + CO2(g) + H2O(ℓ).
Calcule a massa de sulfato de cálcio quando 50 g de carbonato de
cálcio reagem com quantidade suficiente de ácido sulfúrico, tendo um
rendimento da reação de 80%.
Pureza
Uma indústria de cimento comprou uma grande remessa de
calcário e mandou verificar se o teor de pureza estava de
acordo com o esperado. Um laboratorista reagiu 26,0 g do
calcário com excesso de HCl, obtendo o volume de 5,6 litros de
CO2 nas CNTP. Com esses dados, fez alguns cálculos e emitiu
o laudo. Esse laudo comunicava que o teor de pureza do
calcário era: CaCO3 + 2 HCl���� CaCl2 + CO2 + H2O
O acetileno, gás utilizado em maçaricos, pode ser obtido a
partir de carbeto de cálcio (carbureto) de acordo com a
equação
CaC2 + 2 H2O ���� Ca(OH)2 + C2H2.
Utilizando-se 1 kg de carbureto com 36% de impurezas, o
volume de acetileno obtido, nas CNTP, em litros, é de
aproximadamente (Massa molar do CaC2 = 64 g/mol.)
Exercícios gerais
O titânio é um elemento possível de ser obtido a partir de tetracloreto
de titânio por meio da reação não Considere que essa reação foi
iniciada com 9,5 g de TiCℓ4(g). Supondo que tal reação seja total, a
massa de titânio obtida será, aproximadamente, de?
Reação não balanceada: TiCℓ4(g) + Mg(s)→ MgCℓ2(ℓ) + Ti(s).
Num acidente, 4,9 toneladas de ácido sulfúrico são derramados numa
rodovia. Quantas toneladas de óxido de cálcio devem ser utilizadas
para neutralizar o ácido?
H2SO4 + CaO →→→→ CaSO4 + H2O
2. O medicamento leite de magnésia é uma suspensão de hidróxido de
magnésio. Esse medicamento é utilizado para combater acidez estomacal
provocada pelo ácido clorídrico, encontrado no estômago. Sabe-se que,
quando utilizamos 12,2 g desse medicamento, neutraliza-se certa
quantidade do ácido clorídrico, produzindo 16,0 g de cloreto de magnésio. O
grau de pureza desse medicamento, em termos de hidróxido de magnésio, é
igual a?
� Mg(s) + 2 HCℓ (aq) � MgCℓ2(aq) + H2(g), considerando a equação
apresentada, se partirmos de 100 g de magnésio metálico com 80% de
pureza, qual será o volume de gás hidrogênio gerado nas CNTP?
Reagente excesso x limitante
2 CO (g) + O2 (g)→ 2CO2(g)
Com base na proporção estequiométrica mostrada na reação
balanceada acima, são necessárias duas moléculas de monóxido de
carbono para reagir com uma de oxigênio, gerando duas moléculas
de dióxido de carbono. A proporção é, portanto, 2 : 1 : 2. Se essa
proporção for mudada e um dos reagentes estiver em excesso, a
reação não ocorrerá da mesma maneira:
2 CO (g) + 2 O2 (g)→ 2 CO2(g) + O2 (g)
Considerando o exemplo acima, que não está na proporção
estequiométrica, verifica-se que o monóxido de carbono é
totalmente consumido enquanto que o oxigênio não. Isto
significa que o oxigênio é o reagente em excesso e o
monóxido de carbono é o reagente limitante.
Reagente excesso x limitante
Uma massa de 138 g álcool etílico (C2H6O) foi posta
para queimar com 320g de oxigênio (O2), em
condições normais de temperatura e pressão. Qual é
a massa de gás carbônico liberado e o excesso de
reagente, se houver?
1 C2H6O(V) + 3 O2(g)→ 2CO2(g) + 3H2O(v)
Reagente excesso x limitante
O alumínio (Al) reage com o oxigênio (O2) de acordo com a
equação química balanceada, a seguir.
4Al (s) + 3 O2 (g)→→→→ 2 Al2O3 (s)
A massa, em gramas, de óxido de alumínio (Al2O3) produzida
pela reação de 9,0 g de alumínio com excesso de oxigênio é
Reagente excesso x limitante
A térmite é uma reação que ocorre entre alumínio metálico e
diversos óxidos metálicos. A reação do Al com óxido de ferro
(III), Fe2O3, produz ferro metálico e óxido de alumínio, Al2O3.
Essa reação é utilizada na soldagem de trilhos de ferrovias. A
imensa quantidade de calor liberada pela reação produz ferro
metálico fundido, utilizado na solda. A quantidade, em kg, de
ferro metálico produzido a partir da reação com 5,4 kg de
alumínio metálico e excesso de óxido de ferro (III) é?
Reagente excesso x limitante
Na reação completa entre 98 g de acido sulfúrico aquoso e 100
g de hidróxido de sódio aquoso, teremos como reagente
limitante:
Dados: • M(H2SO4) = 98 g/mol; M(NaOH) = 40 g/mol.
a) acido sulfúrico, sobrando 20 g de hidróxido de sódio.
b) acido sulfúrico, sobrando 2 g de hidróxido de sódio.
c) hidróxido de sódio, sobrando 58 g de acido sulfúrico.
d) hidróxido de sódio, sobrando 18 g de acido sulfúrico.
e) não haverá agente limitante.
Reagente excesso x limitante
Considere a seguinte reação não balanceada:
Na(l) + Al2O3(s)→ Al(l) + Na2O(s)
a) Determine o reagente limitante e o reagente em 
excesso dessa reação quando 5,52g de sódio 
reage com 5,10 g de Al2O3. 
b) Qual é a massa de alumínio produzida?
c) Qual é a massa do reagente em excesso que 
permanecerá sem reagir no final do processo?
Reagente excesso x limitante
400g de NaOH são adicionados a 504g de
HNO3. Calcule a massa NaNO3 obtida e a
massa do reagente em excesso.
(Dados: Massa molar HNO3; 63g/mol; Massa molar 
NaNO3: 85g/mol)
NaOH + HNO3���� NaNO3 + H2O
ARITMÉTICA QUÍMICA: 
Unidades de Concentração
1. Concentração Comum (g/L);
2. Densidade (g/mL);
3. Concentração Molar – molaridade (mol/L);
4. Rendimento;
5. Diluição;
6. Concentração molar de íons em solução;
7. Título e porcentagem;
8. ppm e ppb;
9. Fração molar;
10. Concentração molal – molalidade (mol/Kg).
4. Aritmética química.
� Densidade: é a relação da massa e do volume de 
uma determinada substância.
� Sabe-se que a densidade da água é 1 g/cm3. A tabela a seguir
fornece as massas e volumes de algumas substâncias. Os corpos
com maior densidade que a água são:
Aritmética química.
� Um carro possui um tanque de gasolina com capacidade de 40 L.
Sabendo-se que com o tanque cheio o carro pesa 520 kg, qual será
sua massa quando o tanque estiver vazio?
� – Dados: densidade da gasolina = 0,8 g/ml.
� Um sólido afundará num líquido em que não se misture e que seja
menos denso do que ele. O volume de uma amostra de calcopirita
pesando 35,6 g é 12,9 cm3. Em qual dos seguintes líquidos a
calcopirita afundará? Tetracloreto de carbono (densidade = 1,60
g/cm3), brometo de metileno (densidade = 2,50 g/cm3),
tetrabromoetano (densidade = 2,96 g/cm3) ou iodeto de metileno
(densidade = 3,33 g/cm3)? Justifique sua resposta com a
apresentação dos cálculos.
Soluções 
� Insaturada;
� Saturada;
� Saturada com corpo de chão;
não aparece nos gráficos de solubilidade.
� Supersaturada.
Curvas de Solubilidade.
Aritmética química.
1. Qual o soluto mais solúvel a 0°C?
2. Qual o C.S. aproximado do NaNO3 a 20°C?
3. Se a temperatura de uma solução baixar de 70°C para 
50°C, qual será aproximadamente a massa do NH4Cl 
que precipitará.
4. Determine a quantidade de água necessária para 
dissolver 20 gramas de KNO3 à 10ºC.
5. Se o Ce2(SO4)3 solubiliza 10g em 100g de água a 70°C, 
quanto solubilizará quando houver 50g de água?
6. A 40ºC, dissolveu-se 35 gramas de cada sal. Determine o 
tipo de solução.
Soluções x solubilidade
A 10 ºC a solubilidade do nitrato de potássio é de 20,0 g /
100 g H2O. Uma solução contendo 18,0 g de nitrato de
potássio em 50,0 g de água a 25 ºC é resfriada a 10 ºC.
Quantos gramas do sal permanecem dissolvidos na água?
Soluções x solubilidade
� A partir da análise do gráfico 
apresentado faça o que se pede.
a) Qual é a substância menos solúvel a 
0 ºC?
b) Qual é a substância que tem a 
solubilidade diminuída com o aumento 
da temperatura?
c) Qual é a temperatura necessária para 
dissolver aproximadamente 50 g de 
cloreto de potássio em 100 g de água? 
d) Qual é a massade RbCℓ a 40 °C que 
torna saturada uma solução com 100 g 
de água?
� O gráfico a seguir representa a
solubilidade de vários sais alcalinos
em função da temperatura, expressa
em gramas do soluto por 100 gramas
de água.
Concentração Comum (g/L);
� Uma solução de volume de 400 mL apresenta
completamente dissolvido 25 gramas de NaCl(s).
Qual sua concentração comum?
Concentração Molar –
molaridade (mol/L);
� Uma solução foi preparada com 8 gramas de
NaOH(s) e teve seu volume completado até 4L.
Calcule a concentração molar.
Concentrações
O propileno glicol, C3H8O2, é um líquido utilizado como
umectante de doces, de produtos de cacau e de carne.
Para se prepararem 100 ml de solução 3 Molar de
propileno glicol, a massa a ser pesada deverá ser de?
A concentração do cloreto de sódio na água do mar é,
em média, de 2,95 g/l. Assim sendo, a concentração
molar desse sal na água do mar é aproximadamente de?
� Calcule a massa de NaOH(s) necessária para prepara
250 mL de uma solução aquosa 0,125 molL-1.
Massa de 
soluto
Mols de 
soluto
V de 
solução 
Concentração em 
quantidade de 
matéria
a) 12,5 g 219 mL
b) 1,08 0,519
c) 1,62 L 1,08
Diluição 
Uma solução aquosa de ácido sulfúrico (H2SO4), para ser utilizada em
baterias de chumbo de veículos automotivos, deve apresentar
concentração igual a 4 mol/L. O volume total de uma solução adequada
para se utilizar nessas baterias, que pode ser obtido a partir de 500 mL
de solução de H2SO4de concentração 18 mol/L, é igual a
Diluição é uma operação muito empregada no nosso dia a dia, quando,
por exemplo, preparamos um refresco a partir de um suco
concentrado. Considere 100 mL de determinado suco em que a
concentração do soluto seja de 0,4 mol.L–1. O volume de água, em mL,
que deverá ser acrescentado para que a concentração do soluto caia
para 0,04 mol.L–1, será de?
Em um laboratório, um técnico misturou 200 mL de solução aquosa 0,5
mol/L de glicose com 300 mL de uma solução aquosa 0,2 mol/L também
de glicose. Qual a concentração, em mol/L, da solução final?
Eletroquímica 
� Reações que ocorrem de forma espontânea por meio de 
transferência de elétrons. 
� Número de oxidação
1. Metais alcalinos, hidrogênio e prata = +1
2. Metais alcalinos terrosos e zinco = +2 
3. Alumínio = +3
4. Oxigênio, exceto em peróxido (H2O2 (-1)), = -2
5. Calcogênio = -2
6. Halogênios = -1
7. Íons compostos = nox igual a carga do íon (por exemplo, PO4-3 terá 
NOX -3)
8. Soma de todos os NOX de uma molécula sempre será ZERO.
9. Elementos isolados e substâncias simples = ZERO
Pilha
Anotações quadro
Anotações quadro
Anotações quadro
Produz
espontaneamente
Produz não
espontaneamente
Este processo é chamado de célula galvânica, célula voltáica
ou, mais comumente, pilha.
Este processo é chamado de célula eletrolítica ou, mais 
comumente, eletrólise.
Oxida
Perde elétrons
Aumenta o seu nox
Agente Redutor
Reduz
Recebe elétrons
Reduz o seu nox
Agente Oxidante
Fluxo de Elétrons
Termoquímica 
Joule (J) Quilocaloria (Kcal)
1 0,000239006
Joule (J) Quilojoule (KJ)
1 0, 001
Joule (J) Caloria (cal) 
4,186 1
Processos endotérmicos e exotérmicos
• Endotérmico: absorve calor da vizinhança.
• Exotérmico: transfere calor para a vizinhança.
• Uma reação endotérmica mostra-se fria.
• Uma reação exotérmica mostra-se quente.
A primeira lei da termodinâmica
• As reações químicas podem absorver ou liberar calor. No entanto, elas também
podem provocar a realização de trabalho.
• Por exemplo, quando um gás é produzido, ele pode ser utilizado para empurrar
um pistão, realizando, assim, trabalho.
Zn(s) + 2H+(aq)→ Zn2+(aq) + H2(g)
∆H = Entalpia
• Quando ∆H é positivo, o sistema ganha calor da vizinhança.
• Quando ∆H é negativo, o sistema libera calor para a vizinhança.
Entalpia
• A lei de Hess: se uma reação é executada em uma série
de etapas, o ∆H para a reação será igual à soma das 
variações de entalpia para as etapas individuais.
• Por exemplo:
CH4(g) + 2O2(g)→ CO2(g) + 2H2O(g) ∆H = -802 kJ
2H2O(g)→ 2H2O(l) ∆H = -88 kJ
CH4(g) + 2O2(g)→ CO2(g) + 2H2O(l) ∆H = -890 kJ
Lei de Hess
Exercícios – Lei de Hess
� Calcule a entalpia de combustão da reação: 
C (s) + ½ O2 (g)→ CO (g)
A partir das seguintes entalpias:
C(s) + O2(g)→ CO2(g) ∆H= - 393,5 kJ
CO(g) + ½ O2(g)→ CO2(g) ∆H= - 283,0 kJ
� Calcule o ∆H para a reação: 2C(s) + H2(g)→ C2H2(g)
Dadas as seguintes reações e suas variações de 
entalpia:
C2H2(g) + 5/2 O2(g)→ 2 CO2(g) + H2O(l) ∆H= - 1.299,6 kJ
C(s) + O2(g)→ CO2(g) ∆H= - 393,5 kJ
H2(g) + ½ O2(g)→ H2O(l) ∆H= - 285,8 kJ
O carbeto de tungstênio, WC(s), é muito utilizado em ponteiras de 
ferramentas como perfuratrizes, esmeris, lixas para metais etc. Essa 
substância é obtida pela reação C(Graf) + W(s)→ WC(s). A partir das 
reações a seguir, calcule o ∆H de formação para o WC(s).
� W(s) + 3/2 O2(g) → WO3(s) ∆H combustão = – 840 kJ/mol
� WC(s) + 5/2 O2(g) → WO3(s) + CO2(g) ∆H combustão = – 1196 kJ/mol
� C(graf) + O2(g) → CO2(g) ∆H combustão = – 394 kJ/mol
� Dadas as equações termoquímicas abaixo
H2(g) + F2(g)→ 2HF(g) ∆Hº = -537 kJ
C(s) + 2F2(g) → CF4(g) ∆Hº = -680 kJ
2C(s) + 2H2(g)→ C2H4(g) ∆Hº = +52,3 kJ
Aplicando a Lei de Hess, calcule o ∆Hº, em kJ, para a 
reação de 54g de etileno com 456g de flúor
� C2H4(g) + 6 F2(g)→ 2 CF4(g) + 4HF
• Se 1 mol de composto é formado a partir de seus elementos
constituintes, a variação de entalpia para a reação é denominada
entalpia de formação, ∆Hof .
• Condições padrão (estado padrão): 1 atm e 25 oC (298 K).
• A entalpia padrão, ∆Ho, é a entalpia medida quando tudo está em seu
estado padrão.
• Entalpia padrão de formação: 1 mol de composto é formado a partir de 
substâncias em seus estados padrão.
• ∆H = Hp - Hr
Entalpias de formação
• Se existe mais de um estado para uma substância sob condições padrão
(alotropia), o estado mais estável é utilizado.
• A entalpia padrão de formação da forma mais estável de um elemento é zero.
Entalpias de formação
Entalpias de formação
Exercício
Determine o valor da variação de entalpia da reação de combustão do 
metanol. 
CH3OH(ℓ) + 3/2 O2(g)� CO2(g) + 2 H2O(ℓ)
� Dadas as entalpias de formação padrão: 
CH3OH(ℓ) = -238,7 kJ/mol 
H2O(ℓ) = -286 kJ/mol 
CO2 = -393,5 kJ/mol 
O2(g) = zero (substância simples no estado mais comum) 
Exercícios
Conhecendo as entalpias de formação do CO2(g), – 94,10 kcal/mol, da H2O(ℓ), 
– 68,30 kcal/mol, e do etino gasoso, + 54,20 kcal/mol. Qual a quantidade de 
calor, em kcal, formado pela combustão de 221,0 g de etino a 25 °C.
Energia de Ligação
� A Entalpia de ligação descreve a quantidade de 
energia armazenada em uma ligação entre os 
átomos de uma molécula. Mais especificamente, 
é a energia que precisa ser adicionada para que 
ocorra a clivagem homolítica ou simétrica de uma 
ligação na fase gasosa. O evento de quebra por 
clivagem homolítica ou simétrica significa que 
quando a ligação é quebrada, cada átomo que 
participou da ligação original ganha um elétron e 
torna-se um radical, ao invés de formar um íon.
�∆H = Hr - Hp
Energia de ligação
� Calcule o ∆H da reação: C2H4 (g) + H2 (g)→→→→ C2H6 (g)
Dadas as energias de ligação em kcal
� C = C 146,8 kcal/mol C ― C 83,2 kcal/mol;
� C ― H 98,8 kcal/mol H ― H 104,2 kcal/mol.
Energia de ligação
� Com as seguintes energias de ligação em kcal/mol,
C = C 146 C ≡ C 200 C – H 100 C – F 116 H – F 135
Qual é a energia total envolvida no processo?
HC ≡ CH + HF → FHC = CH2
� Com base nos dados a seguir (dados em kcal/mol), determine o ∆∆∆∆H 
da seguinte equação.
3 Cl2 + 2 NH3→→→→ 6 HCl + N2
H – N: 93 H – H: 104C – C: 83 
H – Cl: 103 N – N: 38 Cl – Cl: 58 N ≡ N: 225
Capacidade calorífica e calor específico
• Calorimetria = a medição do fluxo de calor.
• Calorímetro = o instrumento que mede o fluxo de calor.
• Capacidade calorífica = a quantidade de energia necessária para aumentar a 
temperatura de um objeto (em um grau).
• Capacidade calorífica molar = a capacidade calorífica de 1 mol de uma
substância.
• Calor específico = a capacidade calorífica específica = a capacidade de calor de 
1 g de uma substância.
Calorimetria
...em síntese!
� O calor liberado ou absorvido em uma reação pode ser determinado por meio da 
variação de temperatura ocorrida na vizinhança, usando-se: Q = m.c.∆T, em que
Q é o calor recebido ou cedido;
c é calor específico da substância que está recebendo ou cedendo calor (cH20 = 
1cal.g-1 oC-1);
∆T é a variação da temperatura. ∆T for maior que zero significa que a vizinhança 
recebeu calor do sistema; caso contrário, a vizinhança cedeu calor ao sistema.
Exemplo: Qual é o calor recebido por 100 g de água, sabendo-se que a 
temperatura passou de 25 oC para 40 oC?
Resolução: ∆T = Tf – Ti = 40 – 25 = 15 oC / m = 100 g / c = 1 cal,g-1.oC-1
Q = m.c.∆T 
Q = 100.1.15
Q = 1500 cal ou 1,5 kcal