slide cap01 livro quimica a ciencia central Brown

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Capítulo 01© 2005 by Pearson Education
Capítulo 1
Introdução: matéria &
medida
QUÍMICA
 A Ciência Central
9ª Edição Revisada
David P. White
Capítulo 01© 2005 by Pearson Education
O estudo da química
A perspectiva molecular da química
• A Química é o estudo das propriedades e do
comportamento da matéria, que é o material físico
do universo, isto é, é tudo aquilo que tem massa e
ocupa lugar no espaço.
• Propriedade é qualquer característica que nos
permita reconhecer um determinado tipo de matéria.
• Toda matéria é feita de combinações de cerca de
100 substâncias chamadas elementos.
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A perspectiva molecular da química
• No nível microscópico, a matéria consiste de átomos e
moléculas.
• Os átomos se combinam para formar moléculas.
• As moléculas podem consistir do mesmo tipo de átomos ou
de diferentes tipos de átomos.
O estudo da química
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A perspectiva molecular da química
O estudo da química
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Por que estudar química
• A química é essencial para a compreensão de outras
ciências.
• A química também é encontrada em nossa vida diária.
O estudo da química
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Estados da matéria
• A matéria pode ser um gás, um líquido ou um sólido.
• Esses são os três estados da matéria.
• Os gases não têm forma nem volume definidos.
• Os gases podem ser comprimidos para formarem líquidos.
• Os líquidos não têm forma, mas têm volume.
• Os sólidos são rígidos e têm forma e volume definidos.
Classificações da matéria
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Substâncias puras e misturas
• Os átomos consistem de apenas um tipo de elemento.
• As moléculas podem consistir de mais de um tipo de
elemento.
• Se mais de um átomo, elemento ou composto são
encontrados juntos, então a substância é uma mistura.
Classificações da matéria
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Classificações da matéria
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Substâncias puras e misturas
• Se a matéria não é totalmente uniforme, então ela é uma
mistura heterogênea.
• Se a matéria é totalmente uniforme, ela é homogênea.
• Se a matéria homogênea pode ser separada por meios
físicos, então ela é uma mistura.
• Se a matéria homogênea não pode ser separada por meios
físicos, então ela é uma substância pura.
• Se uma substância pura pode ser decomposta em algo mais,
então ela é um composto.
Classificações da matéria
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Elementos
• Se uma substância pura não pode ser decomposta em
algo mais, então ela é um elemento.
• Atualmente existem 118 elementos conhecidos.
• A cada elemento é dado um único símbolo químico (uma
ou duas letras). Por exemplo, H, B, C, N, He, Be. etc.
• Os elementos são a base de constituição da matéria.
• A crosta terrestre consiste de 5 elementos principais.
• O corpo humano consiste basicamente de 3 elementos
principais.
Classificações da matéria
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Elementos
Classificações da matéria
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Compostos
• A maioria dos elementos interagem para formar
compostos.
• As proporções de elementos em compostos são as
mesmas, independentemente de como o composto foi
formado.
• Lei da Proporções Constante (ou Lei das Proporções
Definidas):
– A composição elementar de um composto puro é
sempre igual.
Classificações da matéria
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Compostos
• Quando a água é decomposta, sempre haverá duas vezes
mais gás hidrogênio formado do que gás oxigênio.
• As substâncias puras que não podem ser decompostas
são elementos.
Classificações da matéria
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Classificações da matéria
• A maior parte da matéria que encontramos consiste
em misturas de diferentes substâncias, que são
chamadas de componentes.
• Misturas heterogêneas não possuem composição,
propriedades e aparência iguais em todas as suas
partes. Misturas homogêneas, ou soluções, são
uniformes. As soluções podem ser sólidas, líquidas
ou gasosas.
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Classificações da matéria
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Classificações da matéria
• Exemplo:
• A aspirina é composta de 60% de carbono, 4,5% de
hidrogênio e 35,5% de oxigênio em massa,
independentemente de sua origem. Consulte a
Figura 1.9 para classificar a aspirina.
• Solução:
• Trata-se um composto porque tem
composição constante e pode ser separado em
vários elementos.
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Mudanças físicas e químicas
• Quando uma substância sofre uma mudança física, sua aparência
física muda.
– O derretimento do gelo: um sólido é convertido em um líquido.
• As mudanças físicas não resultam em uma mudança de
composição.
• Quando uma substância muda sua composição, ela sofre uma
alteração química:
– Quando o hidrogênio puro e o oxigênio puro reagem
completamente, eles formam água pura. No frasco contendo
água não há sobra de oxigênio nem de hidrogênio.
Propriedades da matéria
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Mudanças físicas e químicas
Propriedades da matéria
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Alterações físicas e químicas
• As propriedades físicas intensivas não dependem da
quantidade de substância presente.
Exemplos: densidade, temperature e ponto de fusão.
• As propriedades físicas extensivas dependem da
quantidade de substância presente.
Exemplos: massa, volume e pressão.
Propriedades da matéria
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Separação de misturas
• As misturas podem ser separadas se suas propriedades
físicas são diferentes.
• Os sólidos podem ser separados dos líquidos através de
filtração.
• O sólido é coletado em papel de filtro, e a solução, chamada
de filtrado, passa pelo papel de filtro e é coletada em um
frasco.
Propriedades da matéria
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Separação de misturas
• As misturas homogêneas de líquidos podem ser separadas
através de destilação.
• A destilação necessita que os diferentes líquidos tenham
pontos de ebulição diferentes.
• Basicamente, cada componente da mistura é fervido e
coletado.
• A fração com ponto de ebulição mais baixo é coletada
primeiro.
Propriedades da matéria
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Propriedades da matéria
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Separação de misturas
• A cromatografia pode ser utilizada para separar misturas
que têm diferentes habilidades para aderirem a superfícies
sólidas.
• Quanto maior a atração do componente pela superfície
sólida, mais lentamente ele se move.
• Quanto maior a atração do componente pelo líquido, mais
rapidamente ele se move.
• A cromatografia pode ser utilizada, por xemplo, para separar
as diferentes cores de tinta de uma caneta.
Propriedades da matéria
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Propriedades da matéria
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Unidades SI
• Existem dois tipos de unidades:
– Unidades fundamentais (ou básicas);
– Unidades derivadas.
• Existem sete unidades básicas no sistema SI.
Unidades de medida
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Unidades de medida
• O sistema SI tem sete unidades básicas, a partir das
quais todas as outras unidades são derivadas.
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Unidades de medida
• Com as unidades do SI, os prefixos são utilizados para indicar
frações decimais ou múltiplos de várias unidades.
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Unidades de medida
• Exemplo:
(a) Quantos picômetros há em 1m?
(b) Expresse 6,0 x 103 m utilizando um prefixo para
substituir a potência de dez.
(c) Utilize a notação científica para expressar 4,22 mg
em gramas.
(d) Utilize a notação decimal para expressar 4,22 mg
em gramas. 
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Unidades de medida
• Solução:
(a) 1012 pm
(b) 6,0 km
(c) 4,22 x 10-3 g
(d) 0,00422 g
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Unidades SI
• Observeque a unidade SI para comprimento é o metro (m),
enquanto a unidade SI para massa é o quilograma (kg).
– 1 kg tem 2,2046 lb.
• Temperatura
 Existem três escalas de temperatura:
• Escala Kelvin
– Usada em ciência.
– Mesmo incremento de temperatura como escala Celsius.
– A menor temperatura possível (zero absoluto) é o zero
Kelvin.
– Zero absoluto: 0 K = - 273,15 oC.
Unidades de medida
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Unidades de medida
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Temperatura
• Escala Celsius
– Também utilizada em ciência.
– A água congela a 0 oC e entra em ebulição a 100 oC.
– Para converter:
 K = oC + 273,15
• Escala Fahrenheit
– Geralmente não é utilizada em ciência.
– A água congela a 32 oF e entra em ebulição a 212 oF.
– Para converter:
Unidades de medida
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Unidades de medida
• Exemplos:
(a) A solda é uma liga de estanho e chumbo usada em
circuitos eletrônicos. Determinada solda tem um
ponto de fusão de 224°C. Qual é sua temperatura
de fusão em graus Fahrenheit?
(b) O hélio possui o ponto de ebulição mais baixo
dentre todos os elementos: - 452°F. Converta essa
temperatura em graus Celsius.
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Unidades de medida
• Solução:
(a) °F = (9/5) (°C) + 32 = (9/5) x (224) + 32 = 435,2 =
435°F
(b) °C = (5/9) (°F – 32) = (5/9) x (- 452 – 32) = - 268,9
= - 269°C
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Volume
Unidades de medida
• As unidades de volume são
dadas por (unidades de
comprimento)3.
– A unidade SI de volume
é o 1 m3.
• Normalmente usamos
1 mL = 1 cm3.
• Outras unidades de volume:
1 L = 1 dm3 = 1000 cm3 =
1000 mL.
Unidades de medida
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Volume
Unidades de medida
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Densidade
• Usada para caracterizar as substâncias.
• Definida como massa dividida por volume:
• Unidades: g/cm3.
• A densidade da água é 1,00 g/ml (1,00 g/cm³) a 25°C
Unidades de medidaUnidades de medida
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Unidades de medida
• Exemplo:
• A densidade do gás hélio em 0°C e 1,00 atm é
0,17685 g.L-1. Qual é o volume de um balão que
contém 10,0 g de hélio nas mesmas condições?
• Solução:
• d = m/v → v = m/d = (10,0 g) / (0,17685 g.L-1) =
56,5 L
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A incerteza na medida
• Todas as medidas científicas estão sujeitas a erro.
• Esses erros são refletidos no número de algarismos
informados para a medida.
• Esses erros também são refletidos na observação de que
duas medidas sucessivas da mesma quantidade são
diferentes.
 Precisão e exatidão
• As medidas que estão próximas do valor “correto” são
exatas.
• As medidas que estão próximas entre si são precisas.
A incerteza na medida
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Precisão e exatidão
A incerteza na medida
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Algarismos significativos
• O número de dígitos informado em uma medida reflete a
exatidão da medida e a precisão do aparelho de medição.
• Todos os algarismos conhecidos com certeza mais um
algarismo extra são chamados de algarismos significativos.
• Em qualquer cálculo, os resultados são informados com o
menor número de algarismos significativos (para
multiplicação e divisão) ou com o menor número de casas
decimais (adição e subtração).
A incerteza na medida
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Algarismos significativos
• Números diferentes de zero são sempre significativos.
(Exemplo: 1,234 Kg tem 4 algarismos significativos).
• Zeros entre números diferentes de zero são sempre
significativos. (Exemplo: 40.501 Kg possui 5 algarismos
significativos).
• Zeros antes do primeiro dígito diferente de zero não são
significativos. (Exemplo: 0,0000349 tem 3 algarismos
significativos).
A incerteza na medida
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A incerteza na medida
Algarismos significativos
• Zeros no final do número e após a vírgula são
sempre significativos. (Exemplo: 3,0 cm possui 2
algarismos significativos e 0,0200 g tem 3).
• Zeros no final de um número que não contém
vírgula são ambíguos, os zeros podem ou não ser
significativos. (Exemplo: 10.300 g). A notação
científica pode ser utilizada para indicar se os zeros
finais são significativos.
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A incerteza na medida
Algarismos significativos
• A massa de 10.300 g pode ser escrita em notação
exponencial mostrando três, quatro ou cinco
algarismos significativos:
• 1,03 x 104 g (3 algarismos significativos)
• 1,030 x 104 g (4 algarismos significativos)
• 1,0300 x 104 g (5 algarismos significativos)
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A incerteza na medida
• Exemplo 1:
• Determine o número de algarismos significativos
das seguintes medidas: (a) 478 cm; (b) 6,01 g; (c)
0,825 m; (d) 0,043 Kg; (e) 1,310 x 1022 átomos; (f)
7.000 mL.
• Solução:
• (a) Três, porque todos os dígitos são diferentes de
zero.
 
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A incerteza na medida
• (b) Três, pois os zeros entre dígitos diferentes de
zero são significativos.
• (c) Três, visto que os zeros à esquerda do primeiro
dígito diferente de zero não contam como
algarismos significativos.
• (d) Dois, pela mesma razão do item (c).
• (e) Quatro, porque todos os zeros escritos à direita
da vírgula contam como algarismos significativos.
• (f) Esse é um caso ambíguo. O número de
algarismos significativos pode ser quatro (7,000 x
103), três (7,00 x 103), dois (7,0 x 103) ou um (7 x
103).
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A incerteza na medida
• Exemplo 2:
• Realize as seguintes operações aritméticas
indicando o número correto de algarismos
significativos: (a) 11.254,1 g + 0,1983 g; (b) 8,16 m x
5,1355.
• Solução:
• (a) 11.254,2983 g = 11.254,3 g
• (b) 41,90568 m = 41,9 m
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Utilizando dois ou mais fatores
de conversão
• Em análise dimensional, sempre faça três perguntas:
– Quais dados nos são fornecidos?
– Qual a quantidade que precisamos?
– Quais fatores de conversão estão disponíveis para nos
levar a partir do que nos é fornecido ao que precisamos?
Análise dimensional
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Análise dimensional
• Um fator de conversão é uma fração cujo
numerador e denominador são a mesma quantidade
expressa em unidades diferentes.
• Devemos perguntar sempre, que fatores de
conversão estão disponíveis para nos fazer chegar
às unidades desejadas a partir das unidades de
quantidades fornecidas.
• Quando multiplicamos uma quantidade por um fator
de conversão, as unidades são multiplicadas e
divididas da seguinte maneira:
• Unidade dada x ( unidade desejada / unidade
dada) = unidade desejada
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Análise dimensional
• Exemplo:
• O consumo médio diário de glicose (uma forma de
açúcar) por uma pessoa é de 0,0833 libras (lb). Qual
a massa em miligramas (mg)? (1 lb = 453,6 g)
• Solução:
• A sequência de conversão é:
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Análise dimensional
• Libras → gramas → miligramas
• Usando os seguintes fatores de conversão
• 453,6 g / 1 lb e 1 mg / 1 x 10-3 g
• Obtemos a resposta em um único passo:
• Massa em mg = 0,0833 lb x (453,6 g / 1 lb) x (1 mg /
1 x 10-3 g) = 3,78 x 104 mg
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Fim do Capítulo 1
Introdução: matéria e
medida