RESUMÃO DE QUÍMICA GERAL E INORGÂNICA

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RESUMÃO DE QUÍMICA GERAL E INORGÂNICA 
 
• Elementos – são a menor unidade de substâncias, sendo que não é possível sua 
decomposição para obtenção de unidades mais simples. 
• Matéria – pode ser definida como qualquer material físico do universo, ouseja, tudo 
que ocupa lugar no espaço e tem massa. 
• Alguns equipamentos de laboratórios e suas funções: 
1- Dessecador – utilizado no armazenamento de substâncias quando se necessita de 
uma atmosfera com baixo teor de umidade. Também pode ser utilizado para 
manter as substâncias sob pressão reduzida. 
2- Balão volumétrico – tem colo longo, com um traço de aferição situado no gargalo 
chamado de menisco. É um recipiente calibrado, de precisão destinado a conter 
um determinado líquido a uma dada temperatura. Utilizado para o preparo de 
soluções de concentração definidas. 
3- Béquer – recipiente com ou sem graduação, utilizado em reações químicas, para o 
preparo de soluções não exatas, aquecimento de líquidos, recristalizações, entre 
outras. 
4- Erlenmeyer – frasco utilizado para efetuar titulações, na dissolução de 
substâncias, nas reações químicas ou no aquecimento de líquidos. 
5- Pipeta graduada – utilizada para escoar e medir volumes variáveis de líquidos. 
6- Bureta – equipamento utilizado para adicionar cuidadosamente a solução que se 
deseja saber a concentração em um Erlenmeyer. 
• (CÁLCULO DE DENSIDADE) Qual a densidade de em g/cm3 de uma solução de volume 
igual a 4000ml e massa de 3000g: 
V= 4000ml 
M= 3000g 
Formula: 
D = m(g) / v(cm3) 
D = 3000 / 4000 
D = 0,75g / cm3 (RESPOSTA) 
 
• Titulação – é uma técnica muito utilizada em laboratório, que permite determinar a 
concentração desconhecida de uma substância a partir de concentração conhecida. 
• Quando a utilização da pera é obrigatória? – na utilização de medidas volumétricas 
utilizando pipetas volumétricas ou graduadas, pois assim, evita o contato das mãos ou 
da boca com as substâncias líquidas que estão sendo transferidas. 
• Menisco – são traços marcados na parede do recipiente, que serve para medir volume 
de líquidos. 
• (CÁLCULO DE MOLARIDADE = MOL/L) Calcule a concentração em mol/L de uma 
solução que foi preparada dissolvendo-se 2g de glicerina em água suficiente para 
produzir uma solução de 2.0L. (Dados: 92,1g/mol): 
M. glicerina= 2g 
M. Molar da glicerina= 92,1g/mol 
V= 2L 
Formula: 
M = m / mm . v 
M = 2 / 92,1 . 2 
M = 2 / 182,2 
M = 0,01 mol/L (RESPOSTA) 
 
• Alguns cuidados que devem ser tomados em um laboratório: 
1- Pipetas calibradas, que contém apenas um traço, não é necessário retirar a última 
gota que fica no interior da pipeta, pois ela já foi descontada na calibração; 
2- Nunca utilize vidrarias trincadas, quebradas ou com arestas cortantes; 
3- Ao utilizar uma solução de trabalho ou sólidos, transfira a quantidade aproximada 
do recipiente estoque para um recipiente menor, como para um béquer quando 
for líquido, e vidro de relógio para sólidos, sempre os identificando e deixando à 
direita do estoque correspondente. 
4- Nas pipetas que são de transferência total, que contém dois traços na parte 
superior, retire até a última gota do líquido contido nela. 
• O Banho Maria e o Bico de Bunsen – sua função é para aquecer 
• Matéria – possui três formas as quais se diferem em algumas de suas propriedades. 
Como exemplo a água: 
 
• Equipamentos de proteção individual (EPIs) – são utilizados para a proteção individual 
enquanto realiza-se determinada tarefa ou atividade. Principais exemplos de EPIs: 
1- Máscara de proteção respiratória; 
2- Jaleco; 
3- Luvas de proteção; 
4- Sapato fechado; 
5- Touca; 
• Configuração eletrônica ou configuração eletrônica de um átomo ou íon – é uma 
descrição de distribuição dos seus elétrons por nível de energia. Elas descrevem cada 
elétron como se movendo independentemente em um orbital, em um campo médio 
criado por todos os outros orbitais. O crescimento da energia é de cima para baixo e 
inclinado. 
 
 
 
Qual o elemento que representa a maior energia de ionização: 
 
1- 1S² 2S² 2P6 3S² 3P5 
2- 1S² 2S² 2P6 3S² 3P6 
3- 1S² 2S² 2P6 3S² 3P¹ 
4- 1S² 2S² 2P6 3S² 
5- 1S² 2S² 2P6 3S¹ 
 
 O que representa maior energia de ionização é o número 1 
• Teoria de conservação de massas – os reagentes e produtos apresentam 
proporcionalidade antes e depois de uma reação química, ou seja, a massa dos 
produtos formados é igual à massa dos reagentes consumidos. 
• Lavoisier – foi quem criou a teoria da conservação de massa, a qual deu origem a uma 
famosa frase: “na natureza nada se cria, nada se perde, tudo se transforma”. 
• Lei de Lavoisier ou Conservação de massa – é a massa total dos reagentes que é igual 
a massa total dos produtos. 
• Ligação iônica – é uma interação entre átomos na qual ocorre a perda e ganho de 
elétrons, resultante em compostos com características e formúlas bem particulares. Os 
átomos dos elementos químicos que participam da ligação iônica devem apresentar 
obrigatoriamente a natureza de ganhar ou perder elétrons, assim, aligação iônica pode 
ocorrer entre: 
1- Um metal e um ametal 
2- Um metal e o hidrogênio 
Alguns exemplos de ligação iônica: 
• AI2 O2 
• NaCI 
• Na2O 
• MgCI2 
 
• Smog fotoquímico – é a reação entre o oxido nítrico (NO) e o oxigênio para formar 
dióxido de nitrogênio (NO2). 
 
Exemplo: (quantos mol de 2NO são formados na reação completa de 0,426 mol de 
O2?) 
Fórmula: 
2NO + O2 = 2NO2 
 
1mol de O2 ______ 2mol de NO2 
0,426 de O2 ______ X 
X = 0,852mol (RESPOSTA) 
 
• Balanceamento de equações químicas – consiste em ajustar os coeficientes de modo 
que o número de átomos de cada elemento na equação química seja elevado. Isto é, o 
número de átomos de um determinado elemento é o mesmo no reagente e no 
produto. 
Exemplo: (A soma dos menores coeficientes inteiros que balanceiam a equação: 
 
(CI2 + NH3 ------ N2H4 + NH4CI) = REAÇÃO DADA 
 
(1CI2 + 4NH3 ------ 1N2H4 + 2NH4CI) = REAÇÃO BALANÇEADA 
 
Soma dos coeficientes: 1 + 4 + 1 + 2 = 8 (RESPOSTA) 
 
• J. J. Thompson – foi o descobridor do modelo conhecido como “pudim de passas”. Foi 
através de uma análise de experiência com descargas elétricas com gás rarefeito nas 
quais ficou evidenciado a presença de cargas positivas e negativas no interior do 
átomo. 
• Segundo as teorias anatômicas um átomo pode ser definido por três partículas 
subatômicas, que são: 
1- Prótons eletricamente positivos; 
2- Nêutrons eletricamente neutros; 
3- E, elétrons eletricamente negativos; 
• Número atômico – é representado pela letra Z. Ele é característico, idêntico ao 
número de prótons no núcleo de qualquer um de seus átomos, ou seja, o número 
atômico é igual ao número de prótons. 
• Símbolo de um elemento químico – é representado pela primeira letra de seu nome, 
em latim e em maiúsculo. 
• Número de massa – indica a quantidade de prótons e nêutrons presentes no núcleo 
de um átomo e é representado peal letra A. 
• Isótopos de elemento químico – é quando elementos de mesmo número atômico tem 
mesmo número de prótons, mas diferentes quantidades de nêutrons. 
• Ligação covalente – é usada para formar o gás flúor. As moléculas do gás flúor são 
formadas por átomos do elemento flúor (9F). 
• Cada uma das classificações dos compostos inorgânicos reúne substâncias que 
apresentam propriedades e características químicas semelhantes, exemplo de 
algumas: 
1- As bases modificam a cor dos indicadores de ácidos e bases. Na presença de uma 
solução básica, o papel tornassol adquire coloração azul e a solução alcóolica de 
fenolftaleína torna-se vermelha.2- Os sais em soluções aquosas dos sais conduzem corrente elétrica, pois apresentam 
íons livres em solução. 
• Compostos iônicos – em estado sólido, não são bons condutores de eletricidade. 
• Algumas substâncias são conhecidas por seus nomes populares. Exemplo: 
1- NaCI – é o sal de cozinha (Função = Sal) 
2- NaOH – é a soda cáustica (Função = base) 
3- HCI – é o ácido muriático (Função = ácido) 
4- CaO – é o cal virgem (Função = oxido) 
 
• De um ácido Hx foram dissolvidos 14 moléculas em quantidades suficientes de água, 
mas apenas 9 moléculas do ácido utilizado se ionizaram. Qual o valor aproximado do 
grau de ionização desse ácido? 
 
Formúla: 
 Nº de moléculas ionizadas 
a= --------------------------------------------- 
 Nº de moléculas dissolvidas 
 
a= 9 / 14 
a= 0,65% (RESPOSTA) 
 
• Mistura se gasolina, óleo e água em uma proveta, qual desses compostos ficara na 
parte superior da proveta? – o óleo. 
• Reações químicas – podem ser classificadas em reações de combustão, de 
substituição de duplo deslocamento, metal-ácido, ácido-base, de síntese e de 
decomposição. Exemplo de algumas reações químicas: 
1- Reação de combustão – C2H6O(I) + 302(g) → 2CO2(g) + 3H2O(g) 
2- Reação de substituição – CI2(g) + MgBr2(s) → MgCI2 + Br2(g) 
3- Reação de dupla substituição – AgNO3(aq) + NaCI(aq) → NaNO3(aq) + AgCI(s) 
4- Reação metal ácido – 2HCI(aq) + 2Na(s) → 2NaCI(s) + H2(g) 
 
• Característica das substâncias denominadas ácido: 
1- Formam soluções aquosas condutoras de corrente elétrica; 
2- São capazes de neutralizar bases; 
3- H3PO4; 
4- É uma função inorgânica; 
• Exemplo de formulas dos compostos inorgânicos: 
1- Ácido clorídrico – HCI 
2- Cloreto de sódio – NaCI 
3- Ácido sulfúrico – H2SO4 
4- Hidróxido de alumínio – AI(OH)3 
• Fenolftaleina – é um indicador ácido-base muito utilizado em laboratório. Em titulação 
de padronização do hidróxido de sódio com o padrão primário biftalato de potássio foi 
consumido. 
• Quando a solução passa da tonalidade de incolor para rossa, isso ocorre porque? – 
Porque na solução tem apenas íons OH- 
• Ao testar o pH de uma substância usando um indicador ácido base alaranjada de 
melita, como por exemplo, odetergente que possui pH entre 8.0 e 9.0, qual seria a 
cor obtida durante a reação? – vermelho laranja. 
 
• Dois exemplos sobre deslocamento do equilíbrio em função da alteração da 
concentração dos reagentes e produtos: 
1- Observe a reação N2(g) + 3H2(g) ↔ 2NH3(g) = A adição do produto NH3 provoca um 
avanço de reação reduzindo a concentração de NH3 ao valor inicial. Esse avanço só 
pode ocorrer no sentido de haver maior quantidade de N2 e H2 no equilíbrio. Com 
isso, a concentração de N2 aumenta e a de H2 ganha mais intensidade. 
2- Na reação 2F2(g) + 1º2(g) + 11,0kal ↔ 2FO2(g) = Se aumentarmos a temperatura do 
sistema, a concentração de OF2(g) aumentará. 
• Quando uma reação química está em equilíbrio – é quando a proporção entre os 
reagentes e produtos se mantém constante ao longo do tempo. 
• Conceito de equilíbrio químico – podemos conceituar o equilíbrio químico como a 
situação em que as concentrações dos participantes da reação química não se alteram, 
pois, as concentrações direta e inversa estão se processando com velocidades iguais. 
• Quando uma solução está saturada – dissolução 
 
• Equilíbrios iônicos da água: 
1- Meio neutro – [H+] = [OH-] 
2- Meio ácido - [H+] > [OH-] 
3- Meio básico - [H+] < [OH-] 
4- Valor de Kw – 1,0 X 10-14 
 
• Oxidação e redução: 
1- Na → Na+ + e- = Sofre oxidação 
2- CI2 + 2e- → 2CI- = Sofre redução 
 
• Quando uma substância é oxidada – outra substância, na mesma reação, deve ser 
reduzida. 
• Quando o agente redutor é oxidado – o agente oxidante é reduzido. 
• A oxidação é o oposto da redução, exemplo – a remoção do oxigênio é redução, e a 
adição do oxigênio é oxidação.