Fundamentos de Química: Composição, Massa e Volume

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Aula 6
Fundamentos de Química
Profª Luciane de Godoi
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Conversa Inicial
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Nesta aula vamos estudar alguns conceitos 
fundamentais para muitos dos cálculos 
utilizados na química, que por sua vez são 
baseados no balanceamento das equações e 
no princípio da estequiometria, largamente 
utilizada nas rotinas das análises químicas.
Principais tópicos desta aula
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Tema 1 – Composição 
Centesimal
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Na química, os cálculos exercem um papel 
fundamental, por isso a química é uma 
ciência exata, sendo importantes para:
Dimensionar processos
Calcular o rendimento de reações
Controle de qualidade dos produtos.
Definição
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A massa de uma substância é definida como 
a quantidade de matéria nela contida, a qual 
pode ser determinada como: massa atômica; 
massa molecular ou simplesmente massa em 
gramas
Determinação da Massa 
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As moléculas são formadas por átomos 
unidos por ligações químicas, que podem ser 
do tipo covalente ou iônica. A massa da 
molécula é igual a soma das massas atômicas 
dos átomos que a formam, por exemplo:
Calcule a massa molecular do C5H10
Massa Molecular
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A fórmula percentual ou composição 
centesimal de uma substância indica a massa 
de cada elemento em 100 partes (100g, 
100kg) de massa de uma dada substância
Para isso é importante saber determinar a 
composição das moléculas ou fórmulas 
unitárias em termos de porcentagem
Composição percentual ou centesimal
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De acordo com a Lei das proporções 
constantes de Proust, toda substância 
contém uma proporção fixa de elementos, 
não importa a sua massa.
Portanto, a composição centesimal, ou 
fórmula percentual, indica a porcentagem 
em massa de cada elemento na substância, 
ou seja, a massa de cada elemento químico 
que existe em 100 partes (ou todo).
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Se dissermos que o Metano (CH4) possui 75% 
de C e 25% de H, significa que em 100 g de 
CH4, 75g corresponde a C e 25g corresponde 
a H.
Podemos determinar a fórmula percentual 
de 2 maneiras
Por meio da fórmula molecular
Por meio da relação entre a massa 
molecular e a massa da amostra
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Calcule os percentuais em massa de Carbono 
e de hidrogênio para o gás etano (C2H4)
Primeiro calculamos a massa molecular a 
substância, sabendo que a massa molar do 
H é igual a 1 g/mol e o C é igual a 12 g/mol
Depois usa-se a regra de três para 
descobrir a porcentagem de cada elemento
Por fim, teremos uma %de C e uma % de H
Exemplo 1
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Assim:
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Também podemos calcular a composição 
percentual pela relação da massa do 
elemento e a massa da amostra
Uma substância pura de massa igual a 32,00 g foi 
submetida à análise elementar e verificou-se que 
continha 10,00 g de cálcio, 6,08 g de carbono e 
15,92 g de oxigênio. Calcule a porcentagem de 
cada elemento desta substância
Exemplo 2
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Mãos à obra!
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Tema 2 –Volume Específico e 
Massa Específica
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A massa específica () e o volume específico ()
são grandezas diretamente relacionadas
Uma substância de massa m (kg), ocupa um 
volume V (m3), sendo que a relação m/v 
recebe o nome de massa específica e a relação 
v/m recebe o nome de volume específico
Ou seja, uma grandeza é o inverso da outra
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Grandeza Definição Unidade SI
Massa específica 𝜌 = 𝑚/𝑉 Kg/m3
Volume específico 𝜗 = 𝑉/𝑚 m3/kg
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Determine a massa em kg, de um bloco de ferro maciço 
em forma de cubo cuja aresta mede 10 cm. Suponha que a 
massa específica do ferro seja igual a 7,8 g/cm3
Resposta: 7,8kg
Exemplo 1
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A massa específica, também conhecida como 
densidade absoluta é dada por 𝝆 = 𝒎/𝑽
Onde m é a massa do fluido (gás ou líquido)
V é o volume correspondente
Unidades usuais:
Sistema SI  kg/m3
Sistema CGS  g/cm3
Propriedades dos fluídos
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Fluido
𝝆 = (
𝒌𝒈
𝒎𝟑
)
Água destilada a 4°C 1000
Água do mar a 15°C 1022 a 1030
Ar a pressão de 1 atm a 0°C 1,29
Ar a pressão de 1 atm a 15,6°C 1,22
Mercúrio 13590 a 13650
Tetracloreto de Carbono 1590 a 1594
Petróleo 880
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Tema 3 – Volume de um gás
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“Volumes iguais de quaisquer gases que 
estão nas mesmas condições de temperatura 
e pressão apresentam o mesmo número de 
moléculas”
Ou seja, independente da natureza do gás e do 
tamanho das suas moléculas, o volume que ele 
ocupará será proporcional ao número de moléculas 
que há no frasco
Princípio de Avogadro
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Assim, quando consideramos as Condições 
Normais de Temperatura e Pressão 
(CNTP), em que a pressão é igual a 1 atm e a 
temperatura é de 273 K (0ºC), temos que o 
volume ocupado por 1 mol de qualquer gás 
sempre será de 22,4 L.
Esse valor corresponde ao volume molar 
dos gases.
Nas CNTP
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Exemplo: Determine a massa de amônia produzida pela reação completa de 
134,4 L de nitrogênio nas CNTP com suficiente quantidade de hidrogênio. (Massas 
atômicas: H = 1; N = 14)
Exemplo
1 N2 (g) + 3 H2 (g) → 2 NH3 (g)
Relacionando:
1 mol N2 ocupa 22,4 L (CNTP).
1 mol NH3 = 17 g 
2 mols NH3 = 2 · 17 = 34 g
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Tema 4 – Concentração 
Comum
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É definida pela quantidade de solvente em 
relação ao soluto
Solução concentrada: ↑Soluto ↓solvente
Solução diluída: ↑Solvente ↓soluto
Solução saturada: ↑ ↑ Soluto ↓Solvente
Concentração Comum
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Relaciona diretamente a quantidade de 
soluto em relação ao solvente
Concentração Comum
C = m/V
C = concentração comum (g/L)
m = massa do soluto (g)
V= volume da solução (l)
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Molaridade
Mols por Litro (M.L-1)
Concentração Molar
M = m / M1.V
M = Concentração Molar (Molaridade)
m = massa do soluto (g)
M 1 = número de mols do soluto (gmol)
V = volume da solução (L)
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São dissolvidos 24g de sacarose em água 
suficiente para 500 mL de solução. Qual é a 
concentração comum dessa solução?
Exemplo 1
C = m/ V
C = g/L
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(UCS-RS) Uma pessoa usou 3,42 g de sacarose (C12H22O11) para 
adoçar seu cafezinho. O volume de cafezinho adoçado na xícara foi de 
50 mL. Qual é a concentração molar da sacarose no cafezinho?
Dados M.M.: C=12; H=1; O=16
C: 12 x 12 = 144
H: 1 x 22 = 22
O: 16 x 11= 176
Exemplo 2
M = m / M.V
M = Mol.L-1
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Tema 5 – Diluição de Soluções
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Consideramos como soluções, misturas de 
duas ou mais substâncias, as quais podem 
ser classificadas de acordo com os seguintes 
critérios: 
Estado de agregação, 
Razão soluto/solvente e 
Natureza das partículas dispersas.
Classificação das Soluções
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De acordo com este aspecto, as soluções podem 
ser sólidas, líquidas ou gasosas.
Solução Sólida: os componentes se encontram 
no estado sólido (à temperatura ambiente)
Solução Líquida: os componentes se 
encontram no estado líquido
Solução Gasosa: todos os componentes dessa 
solução se encontram no estado gasoso
Estado de Agregação
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Solução diluída: a quantidade de soluto é muito 
pequena em relação à de solvente, sendo assim, a 
solução se encontra completamente diluída
Solução concentrada: a quantidade de soluto é grande 
em relação à de solvente, ou seja, a solução não se 
encontra dissolvida
Soluto x Solvente
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Solução saturada: a quantidade de soluto é a máxima 
permitida para uma certa quantidade de solvente, em 
determinada temperatura
Solução supersaturada: é um sistema instável, pois a 
quantidade de soluto é maior que a máxima permitida
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De acordo com a Natureza das partículas 
dispersas, as soluções podem se classificar em 
moleculares e iônicas
Solução molecular: as partículas dispersas são 
moléculas
Soluções Iônicas x Moleculares
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Solução iônica: as partículas dispersas se 
encontram na forma de íons. Estas soluções 
também são chamadas de soluções eletrolíticas, 
porque possuem a capacidade de conduzir 
corrente elétrica
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Uma solução de NaOH com volume de 550 mL
foi diluída em 850 mL de água, ficando com 
uma concentração final de 0,014 g/L. Qual 
era a concentração da solução original?
Exemplo 1
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39Uma solução aquosa de NaCl apresenta 
concentração molar de 0,15 MolL-1 e volume 
de 250 mL. Determine a sua concentração em 
g/L
Dados Na=23; Cl=35,5
Exemplo 2
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Na Prática
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No nosso dia a dia nos deparamos com 
soluções de todos os tipos: concentradas, 
diluídas; alcoólicas; ácidas e básicas
Procure saber qual é a relação entre a 
química estudada nas suas aulas com o seu 
cotidiano e verá que a química está em toda 
parte
Na Prática
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Finalizando
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Nesta aula estudamos os conceitos básicos 
para o cálculo de algumas grandezas muito 
usadas na rotina das análises químicas, como 
é o caso do volume específico e da massa 
específica. Também tivemos uma pequena 
introdução ao estudo das soluções, que será 
visto com mais detalhes nas próximas 
disciplinas do curso de química.
Finalizando