Conceitos fundamentais e soluções

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Respire fundo, sorria 
e siga em frente.
Química Geral e Inorgânica
Prof Me. Wellington Santos
CONCEITOS 
FUNDAMENTAIS E 
SOLUÇÕES
ESTRUTURA 
ELETRÔNICA E 
PERIODICIDADE
ESTEQUIOMETRIA
LIGAÇÕES 
QUÍMICAS
Unidade I
REAÇÕES 
QUÍMICAS
EQUILÍBRIO 
QUÍMICO
EQUÍLIBRIO IÔNICO 
UNIDADE II
EXERCÍCIOS  até 3,0 
(SABATINAS NO FORMS)
 PROVA  até 7,0
AV2, 2ª CHAMADA 
e AV FINAL  0 a 10
AVALIAÇÕES
Conceitos Fundamentais e 
Soluções
Prof Me. Wellington Santos
 Você já imaginou por que o gelo 
derrete? Ou como a bateria gera 
eletricidade? Porque alimentos 
levam mais tempo para estragar 
quando estão na geladeira?
QUÍMICA  é o estudo das
propriedades dos materiais e das
mudanças (transformações) sofridas
por eles.
Qual a importância do estudo de
química?
Introdução
https://brasilescola.uol.com.br/o-que-e/quimica
Conceitos gerais
Matéria  é o material físico 
do universo (tudo que tem 
massa e ocupa lugar no 
espaço)
 Elementos – Substâncias 
elementares/ básicas que 
compõem a matéria.
A nível microscópico, a 
matéria consiste de átomos 
e moléculas (combinação 
de átomos)
Perspectiva molecular da química 
Classificação da matéria
Classificações da matéria
Os átomos consistem de
apenas um tipo de
elemento
As moléculas podem
consistir de mais de um tipo
de elemento.
Apenas um tipo de átomo
(elemento) – ex: cloro,
sódio, potássio
Mais de um tipo de átomo
(composto) – Cloreto de
sódio
Átomo + elemento +
composto  substância ou
mistura
Classificações da matéria
Se a matéria não é
totalmente uniforme, então 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
pode ser separada por meios
físicos, então ela é uma
substância pura.
Se uma substancia pura pode
ser decomposta em algo
mais, então ela é um
composto.
Classificações da matéria
Elementos – 118 elementos
conhecidos (substâncias
puras que não podem ser
decompostas)
A cada elemento é dado um
único símbolo (Uma letra
maiúscula – H, B, C, N, etc ou
duas letras – He, Br, Cl, Na etc)
Elementos interagem e
formam compostos
As proporções de elementos
em compostos são as
mesmas, independente do
composto formado
Lei da Composição
Constante (ou Leis das
Proporções Definitivas):
A composição de um
composto puro é sempre a
mesma
Propriedades da matéria
Propriedades físicas  podem ser 
medidas sem alterar a identidade e a 
composição das substancias
Propriedades químicas  descrevem 
como uma substância pode alterar ou 
reagir para formar outras
Cor, odor, densidade, PE, PF e 
dureza
Combustão 
Propriedades da matéria
Propriedades físicas intensivas: não 
dependem da quantidade de substância 
presente
Propriedades físicas extensivas: 
dependem da quantidade se substâncias 
presente
Ex: densidade, temperatura e 
ponto de fusão
Ex: massa, volume e pressão 
Propriedades da matéria
Quando uma substância sofre uma 
mudança física, sua aparência física 
muda.
Quando uma substância muda sua 
composição, ela sofre uma alteração 
química
As mudanças físicas não 
resultam em uma mudança 
de composição.
 Derretimento do gelo 
(sólido  líquido)
 2H + O  H2O
Mudanças físicas e químicas
Mudanças de estado físico
Ebulição X evaporação
Separação de misturas
Filtração
Separação de misturas
Destilação
Separação de misturas
Decantação e 
sifonação
Separação de misturas
Cromatografia
Cromatografia pode ser utilizada para separar 
misturas que têm diferentes habilidades para 
aderirem a superfícies sólidas.
Atração pela superfície  movimento lento (fase estacionária)
Atração pelo líquido  movimento rápido (fase móvel) 
Separação de 
tinta
Coluna 
cromatográfica
Coluna 
cromatográfica
Unidades de medida
Unidades SI
Existem dois tipos de unidades
- Unidades fundamentais
- Unidades derivadas
- 7 unidades básicas no SI
Comprimento e massa
Massa  quantidade de matéria de um objeto (quilograma - kg)
Comprimento  No SI a unidade básica é o metro
Conversão de unidades
1.Converta 25,5 g para mg
2.4,0 m para cm
3.0,575 mL para µL 
Comprimento, massa e 
temperatura
Massa  quantidade de matéria de um objeto (quilograma - kg)
Comprimento  No SI a unidade básica é o metro
Temperatura 
- Existem 3 escalas 
- Kelvin 
- Celcius
- Fahrenheit
• Escala Kelvin
• Mesmo incremento de 
temperatura como escala Celsius
• A menor temperatura possível 
(zero absoluto) é zero Kelvin (0 K 
= 273,15)
• Escala Celcius
• A água congela a 0 ºC e entra em 
ebulição a 100 ºC
• Para converter: K =ºC + 273,15
• Escala Fahrenheit 
• A água congela a 32 ºF e 
entra em ebulição a 212 ºF
• Para converter: 
Volume 
• As unidades de volume são dadas 
por (unidades de comprimento)3
• A unidade SI de volume é o 1 
m3
• Normalmente usamos 1 mL= 
1cm3
• Outras unidades de volume 1 
L= 1 dm3= 1000 cm3 = 1000 mL
Densidade 
• Usada para caracterizar as 
substâncias.
• Definida como massa dividida pelo 
volume
• Unidades g/cm3
Densidade 
a) Se 1,00 x 102g de mercúrio ocupam um volume de 7,63 cm3, qual será 
sua densidade?
𝑑𝑒𝑛𝑠𝑖𝑑𝑎𝑑𝑒 =
𝑀𝑎𝑠𝑠𝑎
𝑉𝑜𝑙𝑢𝑚𝑒
𝑑𝑒𝑛𝑠𝑖𝑑𝑎𝑑𝑒 =
1,00 x 102g
7,63 cm3
𝑑𝑒𝑛𝑠𝑖𝑑𝑎𝑑𝑒 =13,6 g/cm3
Densidade 
b) Calcule o volume ocupado por 65 g de metanol líquido sendo sua 
densidade 0,791 g/mL.
𝑑𝑒𝑛𝑠𝑖𝑑𝑎𝑑𝑒 =
𝑀𝑎𝑠𝑠𝑎
𝑉𝑜𝑙𝑢𝑚𝑒
0,791 g/mL =
65 g
𝑉𝑜𝑙𝑢𝑚𝑒
0,791 g/mL∗volume = 65 𝑔
volume = 82,2 mL
volume =
65 𝑔
0,791 𝑔/𝑚𝐿
Densidade 
c) Qual a massa em grama de um cubo de ouro (densidade = 19,32 g/cm3) 
de arestas iguais a 2,00 cm?
Volume = (2,00 cm)3
Volume = 8,00 cm3
𝑑𝑒𝑛𝑠𝑖𝑑𝑎𝑑𝑒 =
𝑀𝑎𝑠𝑠𝑎
𝑉𝑜𝑙𝑢𝑚𝑒
19,32 g/cm3 =
𝑚𝑎𝑠𝑠𝑎
8,00 cm3
19,32 g/cm3∗8,00 𝑐𝑚3 =massa
massa = 155 g
Mol – quantidade de matéria
• O mol é a quantidade de substância que contem um numero de entidades iguais de ao 
número de átomos de carbono existentes em 0,012 kg de C-12
• Constante de Avogadro 6,022 x 1023
• Dessa forma, 
• 1 mol de espécies = 6,022 x 1023 espécies.
• Assim, 
• 1 mol de átomos de oxigênio  6,022x1023 átomos de oxigênio
• 1 mol de íons cloro  6,022x1023 íons cloreto
Mol – quantidade de matéria
• Ex: Calcule a quantidade de átomos de ferro em uma amostra desse material que 
corresponde a 10 mols de ferro.
• Ex: Calcule a quantidade de íons de cálcio em uma amostra desse material que corresponde a 
2 mols de cálcio.
Massa molar 
• A massa molar refere-se a massa de 1 mol de espécies (átomo, moléculas, íons) em gramas.
• Exemplo 1: Calcule a massa molar da água oxigenada - H2O2.
• Exemplo 2: Estimule o número de moléculas de uma amostra de água em uma alíquota de 3,6 
g dessa substância.
Trabalhando com números
• Notação científica (N x 10 n)
• 260 000 000  2,6 x 108
• 0,000000026 2,6 x 10-8 
• Adição e subtração
• Multiplicação e divisão
A incerteza na medida 
• Todas as medidas cientificas estão sujeitas a erro.
• Esses erros são refletidos no número de algarismo.
• 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.
Algarismos significativos
Qual diferença entre 4g e 4,00g
O número de dígitos 
informados em uma medida 
reflete a exatidão da medida e 
a precisão do aparelho de 
medição
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)
Todos os algarismos 
conhecidos com certeza mais 
um algarismo extra são 
chamados de algarismo 
significativos
Algarismos significativos
Números diferentes de zero 
são sempre significativos 
Zeros entre números diferentes 
de zero sãosempre 
significativos. Ex: 2,002; 1,01 
Zeros antes do primeiro dígito 
diferente de zero não são 
significativos. Ex: 0,0003; 0,03
Zeros no final do número 
depois de uma casa decimal 
são significativos. Ex: 1,00; 
1,000; 1,0000
Zeros no final de um número 
antes de uma casa decimal são 
ambíguos. Ex: 10,300 g 
1,03 x 104
Algarismos significativos 
Quantos algarismos significativos existem em cada um dos seguintes 
números?
a. 4,003
b. 6,023 x 1023
c. 5000
d. 0,00000000000001
Análise dimensional
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?
Solução: é uma mistura homogênea de soluto e
solvente
Solvente: Componente cujo estado físico é preservado.
Soluto: Dissolvido no solvente
Observação: Se todos os componentes estiverem no
mesmo estado físico, o solvente é aquele presente em
maior quantidade.
Soluções
Preparando uma solução de NaCl em 
H2O:
- As ligações de hidrogênio da água
têm que ser quebradas;
- O NaCl se dissocia em Na+ e Cl-;
- Formam-se interações
Na+...OH2 e Cl
-...H2O;
- Os íons ficam solvatados pela água;
- Como o solvente é a água, os íons
ficam hidratados
Soluções
Soluções
- Quantidade de matéria
- Molalidade
- Porcentagem de massa
- ppm (partes por milhão)
- ppb (partes por bilhão)
- Volume de O2
- Fração molar 
- Diluídas
- Concentradas
- Insaturadas
- Saturadas
- Supersaturadas
Formas de expressar a 
concentração
- QUANTIDADE DE MATÉRIA
)(
)(
)( 1
litrosV
molsn
Lmolc 
c = quantidade de matéria por litro
n = quantidade de matéria do soluto
V = volume da solução
- FRAÇÃO EM QUANTIDADE DE MATÉRIA
x = fração em mol
n = quantidade de matéria do soluto
nT = quantidade de matéria total)(
)(
totaln
molsn
x
T

Formas de expressar a 
concentração
1. O cloreto de hidrogênio (HCl) é bastante solúvel em água.
Comercialmente ele é vendido como uma solução aquosa de
densidade 1,19 g mL-1, e que contém 360 g de HCl para cada 1000 g
de solução. Qual é a concentração desta solução em quantidade de
matéria?
Resolução:
- Para cada litro de solução, temos que sua massa é de 1190 g.
- Se em 1000 g de solução, temos 360 g de HCl
em 1 L = 1190 g teremos X g de HCl X = 428,4 g HCl/L
11 7,11
15,36
4,428
)(   Lmol
x
Lmolc
Exercícios 
1. Qual é a fração molar de etanol (C2H5OH) em uma
solução contendo, 20 g de etanol dissolvidos em 80 g de
octano (C8H18)?
Resolução:
- A massa molecular de etanol é 46 e portanto,
20 g de etanol contém 20/46 = 0,4348 mol
- A massa molecular de octano é 114 e portanto,
80 g de octano contém 80/114 = 0,7017 mol
3826,0
7017,04348,0
4348,0
tan 

olex
E qual é a fração molar de octano?
)(
)(
totaln
molsn
x
T

)tan()tan(
)tan(
tan
oocnolen
olen
x ole


Exercícios 
- % EM MASSA
- ppm
100% x
totalmassa
solutomassa
massa 
ppm do componente = 
massa do componente na solução
massa total da solução
- MOLALIDADE
)(
)(
).( 1
kgmassa
molsn
kgmolm 
m = molalidade
n = quantidade de matéria do soluto
massa = massa do solvente (kg)
x 106
Formas de expressar a 
concentração
1. Etilenoglicol, HOCH2CH2OH, é utilizado como anticongelante em
regiões frias. Suponha que 1,0 kg de etilenoglicol foram
adicionados no radiador de um carro que contém 4,0 kg de água.
Qual é a molalidade e a porcentagem em massa do etilenoglicol?
Exercícios 
Frequentemente temos que preparar uma nova solução,
menos concentrada, a partir de uma solução estoque.
Para diluir uma solução, basta adicionar mais solvente.
O volume da solução aumenta, mas o numero de mol
permanece o mesmo.
)(lV
n
c  )(. lVcn 
Portanto: 
c(inicial).V(l)(inicial) = c(final).V(l)(final)
Diluições
1. Calcule a molaridade de uma solução de ácido
sulfúrico preparada pela mistura de 15,0 mL de H2SO4
6,0 mol L-1 com 250,0 mL de H20.
2. Qual volume de uma solução estoque de NaOH 0,750
mol L-1 deve ser utilizado para preparar 2,5 L de uma
solução de NaOH 0,125 mol L-1?
Diluições – exercicios 
Objetivo: Sabendo a concentração de uma solução padrão
(ex. NaOH), podemos determinar a concentração de uma
solução com concentração desconhecida (ex. HCl) e
portanto a quantidade de matéria (ex. HCl).
)(lV
n
c  )(. lVcn 
Se:
Na equação de neutralização:
1 HCl + 1 NaOH  NaCl + H2O.
A quantidade de matéria de HCl é igual a de NaOH (1 : 1)
Portanto: 
c(a).V(l)(a) = c(b).V(l)(b)
Titulações
c(a).V(l)(a) = c(b).V(l)(b)
Titulações