RESUMO (AULA 1) - QUIMICA

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QUIMICA
Estequiometria
1. Classificação da Matéria
· Gás – gases não possuem forma e nem volume definidos e quando comprimidos podem formar líquidos;
· Líquido – líquidos não têm forma definida, mas têm volume definido;
· Sólido – sólidos são rígidos e têm forma e volume definidos.
1.1 Substâncias puras e misturas
· Substância pura – forma de matéria que possui uma composição constante e propriedades características., exemplo: água, prata, dióxido de carbono, etc. As substâncias diferem-se pela composição e podem ser identificadas por aspecto, odor, sabor e outras propriedades. Podem ser divididos em 2 casos:
· Composta: formado por mais de um elemento, como o açúcar, sal;
· Elementar: formado por apenas um elemento podendo diferentes isótopos.
· Mistura – é uma combinação de duas ou mais substâncias puras, sendo que cada uma das substâncias mantém sua identidade, exemplo: madeira, leite, concreto, ar, etc. As misturas têm composição variável, o mesmo vale para as propriedades. As misturas também têm 2 casos: 
· Heterogêneas: misturas em que é possível verificar diferença de fases visualmente, exemplo: água com areia;
· Homogêneas: misturas em que não é possível verificar diferença de fases visualmente, exemplo: água com álcool.
2. Propriedades da matéria
2.1 Propriedades físicas e químicas
· Propriedades físicas – pode ser medida e observada sem que haja alteração na composição ou na identidade de uma substância., exemplo: podemos medir a temperatura de fusão do gelo. Essas mudanças não afetam a composição química;
· Propriedades químicas – é oriunda de uma transformação química, exemplo: quando o hidrogênio reage com o oxigênio formando água pura..
2.2 Prop. intensivas e extensivas 
· Propriedades intensivas – não dependem da quantidade da substância presente, exemplo: densidade, temperatura e ponto de fusão;
· Propriedades extensivas – dependem da quantidade da substância presente, exemplo: massa, volume e pressão.
3. Número de Avogrado
· Como não é possível medir a massa de um átomo devido ao seu tamanho, o número de Avogrado é um valor que representa uma escala de massa relativa, adequado para massas atômicas.. O valor é de aproximadamente 6,02214x10²³. O mol simboliza quantidade de matéria, dentro de um mol possuem exatamente 6,02214x10²³ de entidades elementares. E utilizando essa relação podemos fazer analogias, como: um mol de moléculas equivale a 6,02214x10²³ de moléculas, o mesmo vale para átomos, íons, elétrons.
3.1 Cálc. da massa atômica média
· O cálculo da massa atômica média deve-se considerar a abundância dos isótopos estáveis do elemento em questão, e calcular a média ponderada das massas (esse valor é o que aparece na tabela periódica). 
3.2 Massa molar | Massa molecular
· Molecular – soma das massas atômicas dos átomos da fórmula química, exemplo: H20 são 18u;
· Molar – massa em gramas de 1 mol de partículas, exemplo: H2O são 18g.
Obs.: Conforme verificado a massa molar e molecular sempre serão a mesma, a diferença está na unidade de medida. A molar se relaciona com o número de mols que é dado pela constante de Avogadro.
3.3 Fórmula de moléculas
· Empírica – mostra os elementos presentes é a razão mais simples em números inteiros, mas não mostra necessariamente o número de átomos real em uma dada molécula, exemplo: Glicose – CH20. Para determinar a fórmula empírica, deve-se descobrir a porcentagem da massa de cada elemento e transformar essa porcentagem numa proporção de mols . A menor proporção encontrada vai ser utilizada para dividir a proporção de todos os átomos, após isso se o valor ficar “quebrado” achar um valor inteiro que quando multiplicado pelo número “quebrado gera um valor inteiro, e esse valor que foi utilizado para multiplicar será a menor razão da fórmula empírica.
· Molecular – mostra os elementos presentes e o número real de átomos em uma dada molécula., exemplo: Glicose – C6H12O6.
4. Reações químicas
· Assim como os símbolos químicos as fórmulas representam elementos e compostos, as equações químicas representam as medidas qualitativas e quantitativas. Fórmulas (H2, H20) indicam quais são as substâncias participantes da reação química, dando um sentido qualitativo e os coeficientes aparecendo na fórmula indicam a proporção de moléculas, dando um sentido quantitativo.
4.1 Balanceamento de equações
· Para um correto balanceamento, é importante seguir alguns passos:
a) Escrever as fórmulas corretas dos reagentes e produtos;
b) Balancear o número de carbonos;
c) Balancear o número de hidrogênios;
d) Balancear o número de oxigênios;
e) Sempre deixar por último o elemento que aparecer no maior número das substâncias;
f) Na falta do carbono, hidrogênio ou oxigênio sempre começar pelo elemento que aparecer em menor número nas substâncias.
4.2 Cálculo estequiométrico
· Para resolver um problema de cálculo estequiométrico, devemos seguir alguns passos também: 
a) Conhecer a equação química;
b) Ajustar os coeficientes (balanceamento);
c) Aplicar relações ou razões molares. Um mol equivale em massa a massa molar (g/mol), equivale também a 6,02214x10²³ moléculas e equivale a 22,4L na CNTP ou P x V = n x R x T em outras condições de temperatura e pressão.
4.3 Reagentes limitantes
· O reagente limitante é o que governa o rendimento máximo do produto. O rendimento deve sempre ser calculado com base no reagente limitante! Para saber quem é o reagente limitante é necessário converter as quantidades de reagentes em número de mols e comparar as quantidades com a reação balanceada.
4.4 Rendimento
· Rendimento teórico – quantidade máxima de produtos que pode ser obtida de uma certa quantidade de reagentes;
· Rendimento real - quantidade real de produto obtido experimentalmente;
· Rendimento - percentual fração de rendimento teórico obtido, expresso em porcentagem. R= rend. Real / rend. Teórico + 100%.