UNIDADE 1_ aula 2_2019

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QUÍMICA: UMA CIÊNCIA EXPERIMENTAL
MEDIDAS
Medidas em química
ALGARISMOS SIGNIFICATIVOS
•Qualquer dígito diferente de zero é significativo
1,234 kg 4 quatro algarismos significativos
•Os zeros situados entre algarismos diferentes de zero são
significativos
606 m 3 algarismos significativos
•Os zeros a esquerda de um dígito que não seja zero não são
algarismos significativos.
0,08 L 1 algarismo significativo
•Se um número é maior que 1, então todos os zeros situados a 
direita da vírgula são significativos
2,0 mg 2 algarismos significativos
•Se um número é menor que 1, somente os zeros que estão no final 
do número ou no meio são significativos
0,00420 g 3 algarismos significativos
9. Para cada número a seguir, sublinhe os zeros que são significativos e 
faça um x sobre os zeros que não são.
a. 1.050.501 km
b. 0,0020 m
c. 0,000000000000002 s
d. 0,001090 cm
10. Arredonde cada número visto a seguir para quatro algarismos 
significativos.
a. 156,852
b. 156,842
c. 156,849
d. 156,899
e. 79.845,82
f. 1,548937 × 107
g. 2,3499999995
h. 0,000045389
ALGARISMOS SIGNIFICATIVOS
SOMA E SUBTRAÇÃO
O resultado não pode ter mais dígitos a direita da vírgula
que qualquer dos valores originais.
89,332
1,1+
90,432 Arredondar para 90,4
Um algarismos significativo depois da vírgula
3,70
-2,9133
0,7867
Dois algarismos significativos depois da vírgula
Arredondar para 0,79
ALGARISMOS SIGNIFICATIVOS
MULTIPLICAÇÃO e DIVISÃO
O número de algarismos significativos do resultado deve ter o mesmo
número de algarismos significativos que a parcela que tiver o menor
número destes.
4,51 x 3,6666 = 16,536366 = 16,5
3 algarismos
significativos
Arredondar para
3 algarismos significativos
6,8 ÷ 112,04 = 0,0606926
2 algarismos
significativos
Arredondar para
2 algarismos significativos
= 0,061
ALGARISMOS SIGNIFICATIVOS
• Arredondamentos
• Quando um número é arredondado o último dígito retido é:
a) acrescido de um se o dígito seguinte for 5 ou mais.
b) mantido, se o dígito seguinte for 4 ou menos
Ex: 18,35 →18,4
18,42 →18,4
Química Geral
Estequiometria
Lei da Conservação da Massa
• Antoine Lavoisier (1743-1794)
1789: em toda operação química uma quantidade igual
de matéria existe antes e depois da operação.
A + B → C
ma mb mc 
onde mc = ma + mb
2 HgO → 2Hg + O2 Massa não é criada e nem destruída em
uma reação química; massa é conservada.
Massas conhecidas dos 
sólidos KI e Hg(NO3)2 são
pesadas e dissolvidas em
água.
Soluções são
misturadas, 
produzindo HgI2, o 
qual foi removido
por filtração.
A solução remanescente foi
evaporada, obtendo-se o 
sólido KNO3. Massa dos 
produtos combinados = 
massa dos reagentes.
Hg(NO3)2 + 2 KI → HgI2 + 2KNO3
Lei da Conservação da Massa
Lei da Conservação da Massa
Lei da Conservação da Massa
• Joseph Proust (1754-1826)
1799: em um dado composto químico a proporção de 
massa dos elementos que o compõem é fixa, 
independente da origem do composto ou do modo de 
preparação.
A + B → C
10 exp. ma mb
20 exp. Ma Mb
Toda amostra de água (H2O) contem 1 parte de hidrogênio e 8 
partes de oxigênio por massa… Elementos combinam-se em
proporções específicas, não em proporções aleatórias.
Lei das proporções definidas
ma / mb = Ma / Mb
John Dalton (1766-1844)
“Quando dois elementos combinam-se para formar
mais de um composto, as massas de um destes elementos
combinadas com a massa fixa do outro estão
relacionadas entre si na razão de números inteiros”
então m1/m2 = razão de
números inteiros
Lei das proporções múltiplas
Lei das proporções múltiplas
NO: 7g nitrogênio por 8g oxigênio
NO2: 7g nitrogênio por 16g oxigênio 
N:O razão massa = 7:8
N:O razão massa = 7:16
Comparação das razões 
de N:O em NO e NO2
N:O razão massa NO
N:O razão massa NO2
(7g N)/(8g O)
(7g N)/(16g O)
= = 2
Lei das proporções múltiplas
Ex3. Cloro (Cl) e oxigênio formam 4 diferentes compostos binários. 
(a) Mostre que estes compostos obedecem a lei das proporções 
múltiplas.
0,22564 g / 0,22564 g = 1,0000 para o composto A
0,90255 g / 0,22564 g = 4,0000 para o composto B
1,3539 g / 0,22564 g = 6,0003 para o composto C
1,5795 g / 0,22564 g = 7,0001 para o composto D
Composto Massa de O por cada 1 g de 
Cl
A 0,22564 g
B 0,90255 g
C 1,3539 g
D 1,5795 g
Lei das proporções múltiplas
Ex3. Cloro (Cl) e oxigênio formam 4 diferentes compostos 
binários. 
(b) Se a fórmula do composto A é Cl2O, então quais as fórmulas 
de B, C e D?
Se A é um múltiplo de Cl2O → B é Cl2O4
C é Cl2O6
D é Cl2O7
Composto Massa de O por cada 1 g de 
Cl
A 0,22564 g
B 0,90255 g
C 1,3539 g
D 1,5795 g
Leis ponderais
Massa de Na (g) Massa de Cl (g) Massa de O (g)
Amostra 1 1,000 1,541 0,696
Amostra 2 2,000 3,082 4,174
Amostra 3 3,00 4,624 8,348
17. Três amostras de diferentes compostos têm a seguinte composição
sódio (Na), cloro (Cl) e oxigênio(O). Utiliza a Lei das proporções
múltiplas para determinar a fórmula do composto presente na amostra 2
sabendo que a fórmula do composto da amostra 1 é NaClO.
Massa de Na (g) Massa de Cl (g) Massa de O (g)
Amostra 1 1,000 1,541 0,696
Amostra 2 1,000 1,541 2,087
Amostra 3 1,00 1,541 2,783
Massa de O (composto 2)/ Massa de O (composto 1)= 3
Massa de O (composto 3)/ Massa de O (composto 1)= 4
Amostra 2= NaClO3
Amostra 3= NaClO4
TEORIA ATÔMICA DE DALTON
1. Toda matéria é constituída de átomos
indivisíveis.
2. Átomos de um mesmo elemento são iguais
em massa e propriedades químicas; os
átomos de diferentes elementos são
diferentes em massa e propriedades.
3. Os átomos são indestrutíveis e mantêm suas identidades
nas reações químicas.
4. Os átomos dos elementos combinam-se em pequena razão
de números inteiros para formar compostos.
J Dalton (1766-1844)
LEI DOS VOLUMES COMBINANTES 
 
Gay-Lussac (1809) 
 
 “Quando dois gases reagem, os volumes de combinação (a 
mesma temperatura e pressão) estão relacionados numa razão 
de números inteiros” 
 Exemplo 1 
 
 
 
 + 
 
 
 
 Hidrogênio Oxigênio Água 
 
 Exemplo 2 
 
 + 
 
 
 
 
 Hidrogênio Cloro Ácido 
 Clorídrico 
LEI DOS VOLUMES COMBINANTES
Gay-Lussac (1809)
 “Quando dois gases reagem, os volumes de combinação (a mesma temperatura e pressão) estão relacionados numa razão de números inteiros”
 Exemplo 1
 
 
 +
 
 Hidrogênio Oxigênio Água 
 Exemplo 2
 +
 
 Hidrogênio Cloro Ácido 
 Clorídrico
DALTON
H + O → HO
N + O → NO
N + H → NH
Lorenzo Romano Amedeo Carlo Avogadro di Quaregna e di 
Cerreto (1776-1856)
“Iguais volumes de gases na mesma temperatura e 
pressão contém igual número de partículas”
AVOGADRO
2 H2 + O2 → 2 H2O
N2 + O2 → 2 NO
3 H2+ N2 → 2 NH3
Hipótese de Avogrado
Lei dos volumes combinantes e a hipótese de 
Avogadro
100 mL 50 mL 100 mL
Hipótese de Avogrado
+
+
2 H2 O2 2 H2O+
N2 2 O2 2 NO2+
Hipótese de Avogrado
Interpretação de Cannizzaro
Stanislao Cannizzaro (1826-1910)
1. Compostos contêm números inteiros de átomos como postulado 
por Dalton.
2. A hipótese de Avogrado estava correta – volumes iguais de gases 
sob as mesmas condições contem o mesmo número de moléculas.massa de 1,0 L gás oxigênio 16
1
= =
2massa de 1,0 L gás hidrogênio
32
Interpretação de Cannizzaro
Composto Massa molecular 
relativa
Percentagem 
de carbono
Massa relativa 
de carbono
Metano 16 75 12
Etano 30 80 24
Propano 44 82 36
Butano 58 83 48
Dióxido de 
carbono
44 27 12
Massa atômica
1961, padrão: 12C 
Massa 13C 1,0836129=
1 átomo de 12C = 12 unidade de massa atômica (uma)
Massa do 13C = (1,0836129)(12 
uma) = 13,003355 umaMassa 12C
Espectrômetro de massas
Espectro de massas do Ne 
Isótopos
Massa atômica média:
• Abundância isotópica: o percentual de abundância de cada
• isótopo de um elemento.
• Verifique que para cada elemento o percentual de abundância
deve corresponder a 100%.
Isótopos
Número atômico
Massa atômica
Não metais
Semimetais
Metais
22. O espectro de massas de um elemento químico é apresentado na
figura a seguir.
Com base nessas informações, determine:
a. A massa atômica do elemento.
b. A identidade do elemento.
18. Magnésio (massa atômica média = 24,305 u) consiste de três
isótopos com massas 23,99 u, 24,99 u e 25,98 u. A abundância do
isótopo do meio é 10%. Estime a abundância dos outros dois
isótopos.
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