Fundamentos de Química

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Fundamentos de Química
Profa. Janete Yariwake
2. Introdução: Conceitos e cálculos
fundamentais
(Estequiometria; Concentrações)
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Conceitos fundamentais da Química
Fundamentos de Química
Profa. Janete Yariwake
• Lei das proporções definidas (Lei de Proust)
Em uma substância química, os elementos estão sempre presentes 
em proporções definidas (em massa).
• Lei da conservação da massa (Lavoisier)
Em uma reação química, não há variação em massa .
• Teoria atômica de Dalton 
ατοµο = indivisível
Prof. 
Benedito
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Fundamentos de Química
Profa. Janete Yariwake
Estequiometria
As reações químicas ocorrem em quantidades definidas .
stoichieion = elemento ; metron = medida
στοιχηιειον µετρον
Conceitos fundamentais da Química
2 H2 + 1 O2 1 H2O
A unidade utilizada para cálculos em reações 
químicas é o mol .
1 mol = 6,022 x 10 23 átomos (ou moléculas, íons, etc.).
Peso (g) de 1 mol de átomos = peso atômico
Ex: 1 mol de Au = 196,97 g
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Fundamentos de Química
Profa. Janete Yariwake
Exemplo 1:
A substância química água (H2O) é formada pelos elementos 
hidrogênio (H) e oxigênio (O), na proporção de 1 parte de H para 8 
partes de O.
Calcule a percentagem em massa de hidrogênio na água.
Estequiometria
As reações químicas ocorrem em quantidades definidas .
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Determinação do peso atomico médio
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A Tabela Periódica apresenta o 
peso atômico médio de cada 
elemento. Ex: cloro = 35,45
Há 2 isótopos naturais do cloro:
35Cl (+ abundante, 75,77 %)
37Cl (24,23 %)
isótopos (grego: ισοτοποσ)
Atomos de um mesmo 
elemento químico, com massas 
diferentes
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Determinação do peso atomico médio
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Profa. Janete Yariwake
Técnica mais usada atualmente: espectrometria de massas
Sugestão para informações adicionais: 
Video-aula introdutória à espectrometria de massas 
Profs. Alvaro J. dos Santos-Neto e prof. Emanuel Carrilho (IQSC-USP) 
http://eaulas.usp.br/portal/video.action?idItem=5105
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Determinação do peso atomico médio
Fundamentos de Química
Profa. Janete Yariwake
Técnica mais usada atualmente: espectrometria de massas
Sugestão para informações adicionais: 
Video-aula introdutória à espectrometria de massas 
Profs. Alvaro J. dos Santos-Neto e prof. Emanuel Carrilho (IQSC-USP) 
http://eaulas.usp.br/portal/video.action?idItem=5105
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Estequiometria
As reações químicas ocorrem em quantidades definidas .
stoichieion = elemento ; metron = medida
στοιχηιειον µετρον
Conceitos fundamentais da Química
2 H2 + 1 O2 1 H2O
1 mol = 6,022 x 10 23 átomos (ou moléculas, íons, etc.).
Peso (g) de 1 mol de moléculas = peso molecular
Ex: 1 mol de H2O = 18,0 g
Hidrogênio: 2 x 1,0 = 2,0
Oxigênio: 1 x 16,0 = 16,0
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Conceitos fundamentais da Química
A unidade utilizada para cálculos em reações químicas é o mol .
1 mol = 6,022 x 10 23 átomos (ou moléculas, íons, etc.).
Quando o elemento químico tem mais de um isótopo 
natural, devemos considerar o peso atômico médio.
Ex: 1 mol de HCl = 36,5 g
Hidrogênio = 1,0 g
1H (peso atômico = 1,0) ~ 99%
2H (peso atômico = 2,0) ~ 0,015%
3H (peso atômico = 3,0) radioativo; meia-vida curta (12,3 anos)
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Conceitos fundamentais da Química
Quando o elemento químico tem mais de um isótopo 
natural, devemos considerar o peso atômico médio.
Ex: 1 mol de HCl = 36,5 g
Hidrogênio = 1,0 g
1H (peso atômico = 1,0) ~ 99%
2H (peso atômico = 2,0) ~ 0,015%
3H (peso atômico = 3,0) radioativo; meia-vida curta (12,3 anos)
Cloro = 36,5 g
35Cl (peso atômico = 35,0) ~ 75,8%
37Cl (peso atômico = 37,0) ~ 24,2%
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Conceitos fundamentais da Química
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Fórmulas Químicas
• Fórmula mínima (= Fórmula empírica)
Fornece o número relativo de átomos de cada elemento químico.
Ex.: NaCl; H2O; CH4
• Fórmula molecular
Fornece o número efetivo (real) de átomos de cada elemento químico.
Ex.: etano fórmula molecular C 2H4 fórmula mínima = CH2
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Fórmulas Químicas
Fórmula mínima (= Fórmula empírica)
Fornece o número relativo de átomos de cada elemento químico.
Ex.: NaCl; H2O; CH4
Fórmula molecular
Fornece o número efetivo (real) de átomos de cada elemento químico.
Ex.: etano fórmula molecular C 2H4 fórmula mínima = CH2
Fórmula estrutural do 
etano
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Conceitos fundamentais da Química
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Os elementos se “combinam”, formando os compostos 
(ou substâncias químicas ).
Esta combinação ocorre sempre em proporções 
definidas .
Lei das proporções 
definidas (Lei de Proust)
Em uma substância 
química, os elementos estão 
sempre presentes em 
proporções definidas (em 
massa).
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Conceitos fundamentais da Química
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Representação das Reações Químicas
A “combinação” de elementos químicos é representada 
modernamente pelas Reações Químicas .
reagentes produtos
Seta única: reação irreversível 
reagentes produtos
Duas setas: reação reversível
Ex.: 2 H2 + 1 O2 1 H2O
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Conceitos fundamentais da Química
Fundamentos de Química
Profa. Janete Yariwake
Representação das Reações Químicas
A “combinação” de elementos químicos é representada 
modernamente pelas Reações Químicas .
reagentes produtos
Seta única: reação irreversível 
reagentes produtos
Duas setas: reação reversível
Ex.: 2 H2 + 1 O2 1 H2O (reação irreversível)
As reações químicas devem também descrever 
quantitativamente a “combinação” de elementos químicos.
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Conceitos fundamentais da Química
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Lei da conservação da 
massa 
Em uma reação 
química, não há variação 
em massa .
Lavoisier
“pai” da Química 
Moderna
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Conceitos fundamentais da Química
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Representação das Reações Químicas
As reações químicas devem também descrever 
quantitativamente a “combinação” de elementos químicos.
Balanceamento de reações químicas
2 H2 + 1 O2 1 H2O
Lei da conservação da massa 
Em uma reação química, 
não há variação em massa.
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Representações das Reações Químicas
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Balanceamento de reações químicas
2 H2 + 1 O2 1 H2O correto
H2 + ½ O2 H2O correto
H2 + O H2O ERRADO !!! 
O elemento químico “oxigênio” não reage com 
o hidrogênio na forma monoatômica (O).
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Conceitos fundamentais da Química
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Reações Químicas
As reações químicas podem ocorrer:
- em fase gasosa
- em fase sólida 
- em solução solvente = água
solvente ≠ água
As reações em soluções não-aquosas são estudadas 
principalmente nas disciplinas de Química Orgânica .
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2o Bloco: Soluções. Equilíbrio Químico em
solução aquosa
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• Soluções: íons e estado de oxidação. Dissolução e 
ionização. Solvatação. 
• Reações em solução e equilíbrios iônicos em solução 
aquosa. 
• pH e autoionização. Ácidos e bases de Arrhenius. 
Acidez e eletronegatividade. Efeito tampão.
• Reações de oxidação e redução. Potencial padrão de 
redução. Equação de Nernst. Condutividade iônica. 
Pilhas e baterias; corrosão; eletrólise. 
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Conceitos fundamentais da Química
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Reações Químicas
As reações químicas podem ocorrer:
- em fase gasosa
- em fase sólida 
- em solução . soluto = substância 
presente em menor 
proporção
solvente = substância presente em 
maior proporção
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Conceitos fundamentais da Química
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Cálculos de concentração de soluções 
(água como solvente)
1) concentração (c) 
c = �
�
m = massa do soluto 
V =volume de solução
2) concentração molar (molaridade; [ ] ) 
[ ] = �
�
n = número de moles do soluto
V = volume de solução (L)
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Cálculos de concentração de soluções 
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Concentração (c) 
c = �
�
m = massa do soluto
V = volume de solução
Ex:
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Cálculos de concentração de soluções 
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Concentração (c) 
c = �
�
m = massa do soluto 
V = volume de solução
Ex.: Qual a concentração de NaCl em uma solução preparada 
dissolvendo-se 58,45 g NaCl em 0,5 L de água ?
Dados : peso atômico Na = 23,0
Cl = 35,45
c = �
�
= ��,��
�,�
c = 116,9 g/L
Importante: os valores de 
concentração devem ser 
sempre apresentados usando 
unidades (massa, volume)
Cálculos de concentração de soluções 
Concentração molar (molaridade; [ ] ) 
[ ] = �
�
n = número de moles do soluto 	 = 	
�
��
	������
���	������
V = volume de solução (L)
Ex.: Qual a [NaCl] em uma solução preparada dissolvendo-se 58,45 g 
NaCl em 0,5 L de água ?
Dados : peso atômico Na = 23,0
Cl = 35,45
[NaCl] = �
�
= �
���	.	�
= ��,��
��,��	.	�,�
[NaCl] = 1,0 mol/L
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Cálculos de concentração de soluções 
Concentração molar (molaridade; [ ] ) 
[ ] = �
�
n = número de moles do soluto 	 = 	
�
��
	������
���	������
V = volume de solução (L)
Ex.: Qual a [NaCl] em uma solução preparada dissolvendo-se 58,45 g 
NaCl em 0,5 L de água ?
Dados : peso atômico Na = 23,0
Cl = 35,45
[NaCl] = �
�
= �
���	.	�
= ��,��
��,��	.	�,�
[NaCl] = 1,0 mol/L
Importante: os valores de 
concentração molar também 
devem ser apresentados 
usando unidades
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Bloco 1. Conceitos e cálculos fundamentais
Exercícios selecionados para 
“estudo dirigido”
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Bibliografia - Exercícios selecionados 
Exercícios retirados dos seguintes livros-texto:
�J.E. Brady, G.E. Humiston. Química Geral, vol. 1 (2ª ed., 1986).
�P. Atkins, L. Jones. Princípios de Química(5ª ed., 2012)
e-Aulas recomendadas (para “revisão”)
� e-Aulas (portal e-Aulas USP)
•Estequiometria e representação de reações químicas
Prof. Guilherme A. Marson
http://eaulas.usp.br/portal/video.action?idItem=361
•Estequiometria de reações
Prof. Guilherme A. Marson
http://eaulas.usp.br/portal/video.action?idItem=362
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Exercícios selecionados - Estequiometria:
Exercícios do Brady, vol. 1 (cap. 2): 
2.4 cálculo do número de moles
2.8 massa de 1 átomo
2.9 cálculos de peso molecular (= “peso fórmula”)
2.11 cálculo % massa (composição centesimal)
2.12 fórmula mínima
2.15 fórmula molecular
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Exercícios selecionados - Estequiometria:
Exercícios do Atkins, 5ª ed. (cap. E - Fundamentos): 
pg F39 / E1 cálculo do número de moles
pg F39 / teste E1B
pg F41 / E3 cálculo da massa molar média (Cl35 e Cl37)
pg F42+ F43 / E.4 cálculo da % massa (composição %)
pg F47 + F48 F2 cálculo da fórmula mínima
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Exercícios selecionados – Cálculos de concentração
Exercícios do Brady, vol. 1 (cap. 2): 
2.25 cálculos de molaridade (= “concentração molar ”) 
2.26
2.27 cálculos de preparo de soluções
Exercícios do Atkins, 5ª ed. (cap. E - Fundamentos): 
pg F 55+ F 56 / G.2 cálculos de preparo de soluções 
pg F 57 + F58 / G.4