1° aula

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LICENCIATURA EM QUÍMICA 
Disciplina: QUÍMICA GERAL II
1° Aula
Prof. Pedro Merat 
Email:pedro.merat@ifrj.edu.br
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CALENDÁRIO ACADÊMICO
INÍCIO: 22/10/2013
TÉRMINO: 11/03/14
VERIFICAÇÃO SUPLEMENTAR – V.S: 18/03/2014
OUTUBRO – 02 JANEIRO – 04 
NOVEMBRO – 04 FEVEREIRO – 04
DEZEMBRO – 03 MARÇO - 01
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CALENDÁRIO ACADÊMICO
18 SEMANAS X 4 TEMPOS = 72 TEMPOS DE AULA
AVALIAÇÕES: P1 EM 26/11/2013
 P2 EM 17/12/2013
 P3 EM 25/02/2014
 CC EM 11/03/2014
LISTA DE EXERCÍCIO NÃO OBRIGATÓRIA VALENDO 1.0 PONTO ENTRE AS P1, P2 E P3
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CRITÉRIO DE AVALIAÇÃO
M.F= [(P1 + E1) + (P2 + E2) + (P3 + E3)] / 3
M.F ≥ 6,0 APROVADO
5,9 ≤ M.F ≥ 3,0 V.S
V.S ≥ 6,0 APROVADO
M.F < 3,0 RETIDO NO PERÍODO EM QUÍMICA GERAL II
A CC SUBSTITUI SEMPRE A MENOR AVALIAÇÃO, NÃO SENDO DE CARÁTER OBRIGATÓRIO A SUA REALIZAÇÃO. 
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Pelo regulamento o aluno para ser aprovado tem que ter 75% de presença o que corresponde a 54 presenças e média ≥ 6,0. Portanto, caso algum aluno tenha mais de 18 faltas automaticamente se encontra reprovado.
 72 Aulas 100%
 X 75%
 X = 54 Aulas
AVALIAÇÃO DO ENSINO E APRENDIZAGEM
A avaliação do desempenho do estudante no Curso de Licenciatura em Química será processual, formativa, cumulativa, articulada ao Projeto Pedagógico da Instituição e pautada nos objetivos da unidade curricular, nas habilidades e competências do perfil do egresso.
A avaliação do processo ensino-aprendizagem, relativa ao desempenho do estudante, ocorrerá por duas formas: freqüência e aprendizagem. 
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A avaliação da freqüência pautar-se-á pela assiduidade nas atividades relativas a cada unidade curricular, sendo considerado aprovado o estudante que obtiver 75% de frequência nas atividades presenciais e semipresenciais, se houver vedado qualquer abono de faltas, sendo possível à justificativa nos casos previstos em Lei e nos Regulamentos institucionais concernentes ao conteúdo, quando se aplicará atividades em caráter substitutivo, como exercícios domiciliares.
A avaliação da aprendizagem será realizada com o emprego de instrumentos múltiplos e diversificados, em número mínimo de 2 (dois), possibilitando ao professor o acompanhamento da evolução do estudante.
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Os instrumentos podem ser testes, provas, elaboração e a apresentação de seminários, estudos de casos, portfólios, relatórios de visitas técnicas, relatórios de seminários, relatórios de atividades experimentais, relatórios de estágio, participação em congressos e encontros, participação em oficinas, memoriais descritivos, ensaios teóricos, artigos, resenhas e outros.
 Também, integra a avaliação do rendimento escolar a avaliação de Estágio e a avaliação do Trabalho de Conclusão de Curso, conforme diretrizes estabelecidas no Regulamento do Ensino de Graduação e documentos normativos específicos. 
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O professor deverá, no início do período letivo, discutir com a Coordenação do Curso e apresentar aos estudantes as regras sobre os processos e instrumentos de avaliação a serem utilizadas na unidade curricular em conformidade com o Regulamento de Ensino de Graduação do IFRJ e com o calendário acadêmico da instituição.
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CONTEÚDO PROGRAMÁTICO
1 – SOLUÇÕES
2 – GASES
3 – CINÉTICA QUÍMICA
4 – TERMODINÂMICA
5 – EQUILÍBRIO QUÍMICO
6 – ELETROQUÍMICA 
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CONTEÚDO PROGRAMÁTICO
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DISPERSÕES 
Disciplina: Química Geral II
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DISPERSÕES
Definição: São misturas HOMOGÊNEAS ou HETEROGÊNEAS de duas ou mais substâncias químicas
Quando juntamos duas substâncias químicas diferentes e, não há reação química entre elas, isto é, não houver formação de nova(s) espécie(s), teremos uma MISTURA
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Em uma mistura de duas espécies químicas diferentes, pode ocorrer a disseminação,sob forma de pequenas partículas, de uma espécie na outra. Neste caso o sistema recebe o nome de DISPERSÃO 
Classificação das Dispersões
1- Dispersões Grosseiras
2- Dispersões Coloidais ou Pseudo-Soluções
3- Soluções
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A classificação das dispersões é feita em função do tamanho médio do diâmetro das partículas dispersas no meio.
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Transformação de Unidades 
1nm			10 Ǻ		1Ǻ		0,1nm
1nm			10-3µm	1Ǻ		10-4µm
1nm			10-6mm	1Ǻ		10-7mm
1nm			10-7cm	1Ǻ		10-8cm
1nm			10-8dm	1Ǻ		10-9dm
1nm			10-9m		1Ǻ		10-10m
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Nas dispersões o componente que se encontra em maior quantidade é chamado de DISPERSANTE ou DISPERGENTE e o que se encontra em menor quantidade DISPERSO.
O tipo mais importante de dispersão é a SOLUÇÃO
Definição: Solução é uma mistura homogênea formada por duas ou mais substâncias químicas que não reajam entre si.
Nas soluções, o DISPERSO e o DISPERSANTE apresentam nomes particulares:
		DISPERSANTE		SOLVENTE
		DISPERSO		SOLUTO
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Classificação das Soluções
 Estado físico
 Condutividade elétrica 
 Relação soluto/solvente
1- Quanto ao estado físico: sólida, líquida, gasosa
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2- Quanto a condutividade elétrica:
a) Eletrolítica
b) Não – eletrolítica
 
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3- Quanto a relação soluto/solvente
 Insaturada, saturada e supersaturada
EX: Solubilidade do NaCl a 0ºC = 35,7 g / 100g de H2O
 Solubilidade do NaCl a 25ºC = 42,0 g / 100g de H2O
 insaturada 
 Saturada 
Saturada com corpo de fundo
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Coeficiente de Solubilidade – Cs ou Ks
Definição: É a quantidade máxima de um soluto capaz de se dissolver em uma quantidade fixa de solvente (i.e 100g, 100mL, 1Kg, 1000mL), a uma dada temperatura e pressão.
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Supersaturada
 A concentração na solução final está acima do CS do NaCl a 0°C.
SOLUÇÃO SUPERSATURADA
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Fórmula para o cálculo do Ks
Ks = 100 x ms / msv 
ms = Massa do soluto em gramas
Msv = Massa do solvente em gramas
100g = Massa padrão de solvente
Ex.: Qual o Ks do NaCl, sabendo-se que a 20ºC, 40g do sal, saturam 200g de água.
Ex.: Sabendo-se que o Ks do NaCl é 37,5g NaCl / 100g H2O a 60ºC, qual a massa de NaCl que satura 0,5L de água nesta temperatura?
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OBS.: Em geral, todas as substâncias são solúveis em água. Algumas, no entanto, possuem um Ks muito baixo e por isso, são ditas insolúveis em água. Ex.: Ks do AgCl = 0,014g / L.
Curvas de Solubilidade
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CURVAS DE SOLUBILIDADE
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Curvas de Solubilidade
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Temperatura X Solubilidade
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Pressão x Solubilidade
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Fatores que Afetam a Solubilidade
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Solubilidade
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Fatores que Explicam a Solubilidade
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Forças Intermoleculares
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Forças Intermoleculares
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Forças Intermolecular Íon - Dipolo
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Forças Intermoleculares Dipolo - Dipolo
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Forças Intermoleculares – Ligação de Hidrogênio
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Polarizabilidade – Íon – Dipolo Induzido
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Força de Dispersão de London
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Um pouco de Termodinâmica
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Processo de Dissolução
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Processo de Dissolução Exotérmica
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Processo de Dissolução Endotérmica
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Por que esta dissolução ocorre?
A dissolução é função de dois fatores:
Energia
Entropia (ΔS), ou seja, do grau de desordem do sistema
O processo de dissolução é sempre acompanhado por um aumento da desordem. É este aumento da desordem do sistema que favorece a solubilidade de qualquer substância, mesmo se o processo de dissolução
for endotérmico. 
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De onde vem o grande poder de solubilização da água?
A água dissolve muitos compostos iônicos, muitas substâncias polares e algumas substâncias de baixa polaridade devido a sua alta constante dielétrica.
A constante dielétrica de uma substância é uma medida da polarizabilidade de suas moléculas, isto é, sua capacidade de se orientar de tal modo a neutralizar uma determinada carga nas suas proximidades. 
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Processo de Dissolução de Compostos Iônicos
solvatacão
Hidratação
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Solubilidade de Compostos Iônicos em solventes Apolares
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Solubilidade de Compostos Iônicos em solventes Apolares
KMnO4 em C6H6
INSOLÚVEL
KMnO4 em Éter Coroa
SOLÚVEL
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Cristalização
Solução Saturada Equilíbrio Dinâmico
Solução Supersaturada Cristalização
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Cristalização
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No estudo das soluções usaremos a seguinte convenção:
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V
m1
=
C
Unidade:
g / L
Indica a massa do soluto em 1 litro de solução
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01) Num balão volumétrico de 250 mL adicionam-se 2,0g de sulfato de amônio sólido; o volume é completado com água. Podemos dizer que a concentração da solução obtida, em g/litro, é:
a) 1,00.
b) 2,00.
c) 3,50.
d) 4,00.
e) 8,00.
V = 250 mL
= 0,25 L
m1 = 2,0 g
C =
m1
V
C = ?
2,0
0,25
C = 8,0 g/L
*
02) A concentração de uma solução é 5,0 g/litro. Dessa
 solução 0,5 L contém:
a) 10g de soluto.
b) 0,25g de soluto.
c) 2,5g de solvente.
d) 2,5g de soluto.
e) 1,0g de soluto.
V
=
0,5 L
m1
=
?
C
=
m1
V
C
=
5,0 g / L
0,5
5,0
m1 = 5 x 0,5 
m1 = 2,5 g
*
d
=
m
SOLUÇÃO
V
SOLUÇÃO
01) 5,0 L de uma solução tem massa de 20 g. A densidade desta solução é de: 
25 g / L.
20 g / L.
15 g / L.
5 g / L.
4 g / L. 
d
=
m
V
20
5
d
=
4g / L
*
V
n1
=
M
Unidade: mol/L
Indica o número de mols do soluto em 1 litro de solução
*
01) Em 3 litros de uma solução de NaOH existem dissolvidos 12 mols desta base. A molaridade desta solução é:
a) 3 mol/L.
b) 4 mol/L.
c) 9 mol/L.
d) 15 mol/L.
e) 36 mol/L.
V = 3 L
n1 = 12 mols
=
V
M
= ?
12
3
4,0 mol / L
n1
M
=
M
*
02) A molaridade de uma solução aquosa contendo 36,5g de ácido
 clorídrico dissolvidos em água até completar 2 litros de solução é:
Dados: H = 1 u.m.a; Cl = 35,5 u.m.a.
a) 0,5 M.
b) 1,0 M.
c) 1,5 M.
d) 2,0 M.
e) 2,5 M.
V
=
2 L
m1
=
36,5g
M
=
?
+
=
n1
1
1,0 mol
HCl
=
36,5
m1
35,5
=
M1
=
M1
36,5g/mol
36,5
=
V
1
2
0,5 mol / L
n1
M
=
M
*
02) UCS-RS) Uma pessoa usou 34,2g de sacarose (C12H22O11) para
 adoçar seu cafezinho. O volume de cafezinho adoçado na xícara
 foi de 50 mL. A concentração molar da sacarose no cafezinho
 foi de:
a) 0,5 mol/L.
b) 1,0 mol/L.
c) 1,5 mol/L.
d) 2,0 mol/L.
e) 2,5 mol/L.
V
=
50 mL
=
0,05 L
m1
=
34,2 g
=
?
M
C12H22O11 = 342g/mol
=
=
n1
0,1 mol
342
m1
M1
=
34,2
=
V
0,05
2,0 mol/L
n1
M
0,1
*
03) A molaridade de uma solução aquosa contendo 36,5g de ácido
 clorídrico dissolvidos em água até completar 2 litros de solução é:
Dados: H = 1 u.m.a; Cl = 35,5 u.m.a.
a) 0,5 M.
b) 1,0 M.
c) 1,5 M.
d) 2,0 M.
e) 2,5 M.
V
=
2 L
m1
=
36,5g
M
=
?
+
=
n1
1
1,0 mol
HCl
=
36,5
m1
35,5
=
M1
=
M1
36,5g/mol
36,5
=
V
1
2
0,5 mol / L
n1
M
=
M
*
Normalidade (N ou η)
É a relação entre o equivalente-grama do soluto pelo volume da solução. A unidade é representada pela letra N (normal). Está em desuso, mas ainda pode ser encontrada em alguns rótulos nos laboratórios.
                                   Onde:                                                             N = normalidade (N) n Eqg1 = número de equivalente-grama do soluto V = volume da solução
*
 EQUIVALENTE-GRAMA (E)
O equivalente-grama de uma substância é a massa dessa substância capaz de reagir com 8,0 g de O2 ou 1,0 g de H2.
O equivalente-grama também pode ser expresso em volume, sendo a massa dessa substância capaz de reagir com 5,6 L de O2 ou 11,2 L de H2.
Equivalente-grama (E) de um elemento químico é a relação entre átomo-grama (A) e sua  valência (v), no composto considerado.
 Exemplos:  Para o sódio - Na              E = A / v  =  23g / 1  = 23g
                 Para o bário - Ba               E = A / v  = 137g / 2 = 68,5g
                  Para o alumínio - Al           E = A / v  =  27g / 3  =  9g
                 Para o oxigênio - O            E = A / v  =  16 g / 2 =  8g
*
*
Equivalente-grama (E) de um ácido é a relação entre a molécula-grama ou mol (mol1) do ácido e o número de hidrogênios ácidos ou ionizáveis (x). 
Exemplos:  Para  o ácido nítrico  - HNO3                 E = mol1 / x  =  63g / 1  = 63g        ( 1 hidrogênio ácido)
                 Para o ácido sulfúrico - H2SO4              E = mol1 / x  =  98g / 2  = 49g       ( 2 hidrogênios ácidos)
                 Para o ácido fosfórico - H3PO4              E = mol1 / x  =  98g / 3  = 32,67g  ( 3 hidrogênios ácidos)
                 Para o ácido fosforoso - H3PO3             E = mol1 / x  =  82g / 2  = 41g       ( 2 hidrogênios ácidos)
                 Para o ácido hipofosforoso - H3PO2       E = mol1 / x  =  66g / 1  = 66g       ( 1 hidrogênio ácido)
*
*
Equivalente-grama (E) de uma base é a relação entre a molécula-grama ou mol (mol1) da base e o número de hidroxilas (x). 
Exemplos:  
Para o hidróxido de sódio - NaOH     E = mol1 / x  =  40g / 1  = 40g  
Para o hidróxido de cálcio - Ca(OH)2         E = mol1 / x  =  74g / 2  = 37g
                
Para o hidróxido de alumínio - Al(OH)3      E = mol1 / x  =  78g / 3  = 26g
*
*
Equivalente-grama (E) de um sal é a realção entre a molécula-grama ou mol (mol1) do sal e valência total do cátion ou ânion (x). 
Exemplos:   
Para o cloreto de sódio - NaCl             E = mol1 / x  =  58,5g / 1 = 58,5g
                
Para o sulfeto de cálcio  - CaS             E = mol1 / x  =  72g / 2 = 36g 
              
Para o fluoreto de bário - BaF2             E = mol1 / x  = 175g / 2 = 87,5g
                 
Para o sulfato de alumínio - Al2(SO4)3   E = c 342g / 6 = 57g
                 
Para o sulfato de cobre II pentahidratado - CuSO4 . 5 H2O     
 
 E = mol1 / x  = 249,5g / 2 = 124,75g 
*
*
Equivalente-grama (E) de um oxidante ou redutor é a relação entre a molécula-grama ou mol (mol1) da substância e o número total de elétrons cedidos ou recebidos (x) pela molécula.  
Exemplos:   Qual o equivalente-grama do permanganato de potássio (KMnO4) quando atua como oxidante em meio ácido ?  A equação iônica da reação, é:
                   2MnO4-  + 6H+   <==>     2Mn++   +  3H2O  +  5[O]
Quando o KMnO4 atua como oxidante em meio ácido o Mn de nox +7 ao receber 5 elétrons passa para Mn de nox +2. Como a molécula do KMnO4 contém apenas 1 átomo de Mn, seu equivalente-grama será a molécula-grama dividida por 5.
                   E =  mol1 / x = 158g /5 = 31,5g
*
*
Qual o equivalente-grama do permanganato de potássio (KMnO4) quando atua como oxidante em meio alcalino ?  
A equação iônica da reação, é:
                   2MnO4-  + 2(OH)-    <==>     2MnO3-2   +  H2O  +  3[O]
Quando o KMnO4 atua como oxidante em meio básico o Mn de nox +7 ao receber 3 elétrons passa para Mn de nox +4 (MnO3-2). Como a molécula do KMnO4 contém apenas 1 átomo de Mn, seu equivalente-grama será a molécula-grama dividida por 3
                  E =  mol1 / x = 158g /3 = 52,67g
*
*
Número de Equivalente – Grama 
É a quantidade de Equivalente – Grama (Eqg) contida em uma certa massa de uma dada substância.
Nº Eqg = m / Eqg
*
TÍTULO
EM MASSA (T)
considerando
T
=
m1
m
=
m1
m
m2
+
T
=
m1
m1
m2
+
T
=
100
%
T
X
*
01) Uma massa de 40 g de NaOH são dissolvidas em 160 g de
 água. A porcentagem, em massa, de NaOH presente nesta
 solução é de:
a) 20%.
b) 40%.
c) 10%.
d) 80%.
e) 100%.
T
=
m
m1
m1
=
40g
m2
160g
=
=
m1
m
m2
+
=
m
40
160
200g
40
200
T
=
0,20
T
=
100
%
T
X
0,20
=
20%
*
02) Quantos gramas de água são necessários, a fim de se preparar
 uma solução, a 20% em peso, usando 80 g de soluto?
a) 400 g.
b) 500 g.
c) 180 g.
d) 320 g.
e) 480 g.
T
=
m
m1
m1
=
80g
m2
?
=
=
m1
m
m2
–
=
80
0,20
0,20
20
100
m
=
0,20
80
0,20
=
20%
T
=
%
X
=
m
80
m = 400g
400
80
m2 = 320g
*
03) Quando se dissolve um certo número de gramas de cloreto de 
 cálcio, no triplo de água, a concentração da solução resultante
 (porcentagem em massa) é igual a:
a) 15%.
b) 25%.
c) 30%.
d) 40%.
e) 4%.
T
=
m
m1
m1
=
x g
m2
3x g
=
4 x
100
0,25
=
1 x
25%
T
=
%
x
m
4x g
=
T
=
4
1
T
0,25
T
=
%
*
04) Uma solução aquosa de “ NaCl “ apresenta porcentagem em
 massa de 12,5%. Isso significa que, para cada 100 g de solução,
 teremos ________g de soluto e________g de solvente.
Completa-se corretamente a afirmação acima, respectivamente, com:
a) 12,5g e 100 g.
b) 12,5g e 87,5g.
c) 87,5g e 12,5g.
d) 100g e 12,5g.
e) 58,5g e 41,5g. 
12,5
87,5
*
É o quociente entre o volume do soluto (V1) e o volume total da solução (V), ambos na mesma unidade 
considerando
T
=
V1
V
=
V1
V
V2
+
T
=
V1
V1
V2
+
V
*
T
=
V1
V
V
=
V1
50 mL
=
V2
200 mL
=
V
250 mL
50
250
=
0,20
ou
20%
*
Quando uma solução é bastante diluída, a massa do solvente é praticamente igual à massa da solução e, neste caso, a concentração da solução é expressa em
“ppm” (partes por milhão) 
O “ppm” indica quantas partes do soluto existem em um milhão de partes da solução (em volume ou em massa) 
1 ppm
=
1 parte de soluto
10 partes de solução
6
*
01) Em uma amostra de 100 L do ar de uma cidade há 2 x 10 L do
 poluente SO2. A quantas “ppm“, em volume, isso corresponde? 
– 8
– 8
volume de ar
volume de SO2
100 L
10 L
2 x 10-8 L
6
– 8
100
10
2 x 10
6
=
V
V
V
– 8
100
10
x
2 x 10
6
=
x
V
=
– 2
2 x 10
100
V
=
– 4
2 x 10 L
*
02)(FGV-SP) Dizer que uma solução desinfetante “apresenta 1,5%
 de cloro ativo” é equivalente a dizer que “a concentração de cloro
 ativo nessa solução é”:
a) 1,5 x 10 ppm.
b) 1,5 x 10 ppm.
c) 150 ppm.
d) 1,5 ppm.
e) 15000 ppm.
6
– 2
1,5%
=
100 partes de solução
1,5 partes de soluto
100
1,5
=
1000000
m
100
x
x
m
=
1,5
1000000
100
x
m
=
1500000
m
=
1500000
100
m
=
15000 ppm
*
W
*
FRAÇÃO MOLAR ( x ) 
x1
=
+
n1
n1
n2
*
+
x1
x2
=
1
x2
=
+
n2
n1
n2
*
01) Uma solução possui 5 mols de álcool comum e 20 mols de
 água. Podemos afirmar que as frações molares do soluto e
 do solvente, respectivamente são iguais a:
a) 5 e 20.
b) 20 e 5.
c) 20 e 80.
d) 0,2 e 0,8.
e) 0,8 e 0,2.
x1
n1 = 5 mols
n2 = 20 mols
x1
=
+
n1
n1
n2
20
5
5
=
5
25
x2 = 0,8
x1 = 0,2
+ x2 = 1
0,2
x1 
*
02) Uma solução contém 18,0g de glicose (C6H12O6), 24,0g de
 ácido acético (C2H4O2) e 81,0g de água (H2O). Qual a
 fração molar do ácido acético na solução?
Dados: H = 1 u.; C = 12 u.; O = 16 u. 
a) 0,04.
b) 0,08.
c) 0,40.
d) 0,80.
e) 1,00.
m1 = 18g
m’1 = 24g
m2 = 81g
C6H12O6
n1 = 
18
180
= 0,1 mol
12
1
16
M1 = 72 + 12 + 96
M1 = 180
n’1 = 
24
C2H4O2
12
1
16
M1 = 24 + 4 + 32
M’1 = 60
60
= 0,4 mol
n2 = 
81
18
= 4,5 mol
H2O
1
16
M2 = 2 + 16
M2 = 18
0,4
=
x’1 =
n’1
n1 + n’1 + n2
0,1 + 0,4 + 4,5
0,4
5,0
x’1 = 0,08
*
1. Concentração comum
2. Percentual em massa
3. Molaridade
*
4. Fração em quantidade de matéria
5. Molalidade
Exercício: Expresse a concentração comum, molaridade, fração molar e molalidade de uma solução preparada a partir de 50 g de NaCl dissolvido em 100 mL de água Dados: MMNaCl = 58,5 g/mol; MMágua= 18 g/mol
*
*
*
*
Diluição de Solução
*
*
Mistura de Soluções
*
*
*
*
*
*
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*
*
*
*
Ligação de Hidrogênio
*
*
Angstrom (Å) 
1 Å = 10-8cm = 10-10m
Nanômetro (nm)  1nm = 10-9 m = 10Å 
DISPERSÃO
*
*
*
*
*
*
*