Este documento fornece uma introdução à química, abordando conceitos como: 1) Química é uma ciência experimental que estuda a estrutura, composição e transformação da matéria. 2) A matéria é formada por moléculas compostas por átomos, que por sua vez formam elementos químicos. 3) Existem diferentes tipos de sistemas materiais como substâncias puras e misturas, que podem ser homogêneas ou heterogêneas.

1. Química
Professora: Graç a Porto
“Fazendo a Química reagir com
você”

2. O Que é Química?
Química é uma Ciência
Experimental que estuda
a estrutura, composição
e a transformação da
matéria.

3. O Método Científico
OBSERVAÇÕES CIÊNCIA: é o conjunto de
atividades que visam observar,
EXPERIÊNCIAS experimentar, explicar e relacionar
os fenômenos da natureza, criando
leis, teorias e modelos cada vez
LEIS
EXPERIMENTAIS mais gerais, que nos permitam
prever e controlar os fenômenos
HIPÓTESES
futuros.
TEORIAS & Tecnologia: é a ciência aplicada
MODELOS

4. ESTRUTURA DA MATÉRIA
A matéria é formada por moléculas, que
por sua vez são formadas por partículas
minúsculas chamadas de átomos.

5. Elementos Químicos
Átomos
Nome Símbolo Natureza
Ferro Fe Fe3O4
Cálcio Ca CaCO3
Prata Ag (Argentum) Ag
Oxigênio O O2

6. Átomos & Moléculas
H + H H H
H H
H + H + O O
Átomos Moléculas

7. Sistemas Materiais
Substância Pura Mistura
Simples Composta Homogênea Heterogênea

8. Substâncias Puras
SIMPLES COMPOSTA

9. MISTURAS
AR ÁGUA + AREIA
HOMOGÊNEA HETEROGÊNEA
solução

10. CLASSIFICAÇÃO
DA MATÉRIA
SISTEMAS SISTEMAS
HOMOGÊNEOS HETEROGÊNEOS
SUBSTÂNCIAS MISTURAS DE MISTURAS DE SUBSTÂNCIAS
PURAS UMA FASE MAIS DE UMA EM MUDANÇA
FASE DE ESTADO

11. OUTROS CONCEITOS
 ATOMICIDADE
 VARIEDADE ALOTRÓPICA
 FENÔMENOS (Transformações):
QUÍMICOS E FÍSICOS

12. ATOMICIDADE
Atomicidade Substâncias
Monoatômica He, Ne, Ar, Kr
Diatômica H2, N2, HCl, CO
Tetratômica P4 (fósforo branco)
Indeterminada P(verm), C(graf), metais
 Atomicidade se refere ao número de átomos
que compõem uma substância

13. VARIEDADE ALOTRÓPICA
 Variação na arrumação dos átomos
C(grafite) C(diamante)
estrutura amorfa estrutura cristalina
 Variação na atomicidade
O2 (Oxigênio) O3 (Ozônio)

14. FENÔMENO QUÍMICO
Combustão do álcool etílico
H3C- CH2- OH + 3O2 → 2CO2 + 3H2O
Reagentes Produtos
 O fenômeno químico transforma
a natureza íntima da matéria.

15. FENÔMENO FÍSICO
Estados físicos da matéria
SUBLIMAÇÃO
FUSÃO VAPORIZAÇÃO
SOLIDIFICAÇÃO CONDENSAÇÃO
SÓLIDO LÍQUIDO
GASOSO
 O fenômeno físico não altera a natureza da matéria

16. EXERCÍCIOS DE FIXAÇÃO
1. Considere os sistemas a seguir, em que os átomos
são representados por esferas:
I II III IV
Determine onde encontramos:
a) Substância pura; b) Mistura; c) Somente substância simples;
d) Somente substância composta.
Considere apenas o sistema III, determine:
a) O número de átomos presentes; b) O número de elementos
químicos; c) O número de moléculas; d) O número de substâncias;
e) O número de substâncias binárias; f) O número de substâncias
diatômicas.

17. 2. Considere o sistema representado abaixo.
Pode-se descrever o sistema em questão
como constituido por:
a) Três fases e um componente.
b) Duas fases e dois componentes.
c) Três fases e dois componentes.
d) Três fases e três componentes.

18. 3. Os diferentes tipos de matéria podem ser
classificados em dois grupos:
Substâncias puras e misturas. As substâncias puras podem
ser simples e compostas. Considerando esse modo de
classificação, pode-se afirmar:
(01) O ar atmosférico é uma substância pura .
(02) A água é uma substância simples.
(04) O sangue é uma mistura.
(08) Uma solução de açúcar é uma mistura
(16) O oxigênio e o ozônio são substâncias distintas, embora
constituídas por átomos de um mesmo elemento.
(32) A matéria que contém três tipos de moléculas é uma
substância composta.
(64) A matéria que contém apenas um tipo de molécula é uma
substância simples, mesmo que cada molécula seja formada por
dois átomos diferentes.

19. 4. Observe os seguintes fatos:
I – Uma pedra de naftalina deixada no armário.
II – Uma vasilha com água deixada no freezer.
III – Uma vasilha com água deixada no fogo.
IV – O derretimento de um pedaço de chumbo quando
aquecido.
Nestes fatos estão relacionados corretamente os seguintes
fenômenos:
a) I – sublimação, II – solidificação, III – vaporização, IV – fusão.
b) I – sublimação, II – solidificação, III – fusão, IV –vaporização.
c) I – fusão, II – sublimação, III –vaporização, IV – solidificação.
d) I – vaporização, II- solidificação, III – fusão, IV – sublimação.
e) I – vaporização, II – sublimação, II –fusão, IV – solidificação.

20. 5. Qual dos fenômenos a seguir não
envolve reações químicas?
a) Fusão de gelo.
b) Digestão de alimentos.
c) Combustão.
d) Queima de vela.
e) Explosão de dinamite.

21. PROPRIEDADES DA MATÉRIA
 PROPRIEDADES GERAIS
 PROPRIEDADES FUNCIONAIS
 PROPRIEDADES ESPECÍFICAS:

22. PROPRIEDADES GERAIS
 Massa
 Volume
 Inércia
 impenetrabilidade
 Dureza
As propriedades gerais são comuns a
todos os materiais.

23. PROPRIEDADES FUNCIONAIS
 Hidrocarbonetos são inflamáveis.
 Os ácidos têm sabor azedo.
 Os sais fundidos conduzem corrente elétrica.
As propriedades funcionais são aquelas
apresentadas por um grupo de substâncias,
chamado função química .

24. PROPRIEDADES
ESPECÍFICAS
 Ponto de Fusão / Solidificação
 Ponto de Ebulição / Liquefação
 Densidade ou Massa Específica
 Coeficiente de Solubilidade
As propriedades específicas caracterizam cada
tipo de substância .

25. Ponto de Fusão / Solidificação
 Ponto de Fusão é a temperatura
em que uma substância muda do
estado sólido para o estado líquido.
Ponto de Solidificação
corresponde ao processo inverso,
embora as temperaturas sejam
equivalentes.
Obs. O PF e o PS são obtidos em uma dada pressão, quando
esta não é citada, considera-se a pressão atmosférica

26. Ponto de Ebulição / Liquefação
 Ponto de Ebulição é a temperatura
em que uma substância muda do
estado líquido para o estado gasoso.
Ponto de liquefação corresponde
ao processo inverso, embora as
temperaturas sejam equivalentes.
Obs. O PE e o PL são obtidos em uma dada pressão, quando
esta não é citada, considera-se a pressão atmosférica

27. Curva de Aquecimento
da água
T°C
G
LeG
100
L
SeL
0 tempo
S
- 20

28. Curva de Resfriamento
da água
T°C
G
LeG
100
L
SeL
0 tempo
S
- 20

29. Curvas de Misturas Comuns
Aquecimento Resfriamento

30. Curvas de Misturas Eutéticas
PF PS
Aquecimento Resfriamento

31. Curvas de Misturas Azeotrópicas
PE PL
Aquecimento Resfriamento

32. Influência da Pressão
P
>P
T >T
 Quanto maior a pressão maior o Ponto de Ebulição

33. Influência da Altitude
>A⇒ <P⇒ <T
A⇒ P⇒ T
 Quanto maior a Altitude menor o Ponto de Ebulição

34. Densidade
 Densidade é a relação da massa
pelo volume de uma substância a
uma dada Temperatura e Pressão:
d=m/V

35. Influência da Temperatura
V2
V1
T >T
> T ⇒ > V ⇒ < densidade

36. Influência da Pressão
P
>P
> P ⇒ < V ⇒ > densidade

37. Influência do Estado Físico
da Substância
sólido > líquido > gasoso
Aumento do volume
A DENSIDADE é maior quanto maior o estado de
agregação da matéria

38. Exceções a Regra
• Água líquida é mais densa
que o gelo.
• Prata, Ferro e Bismuto,
todos diminuem de volume
quando fundidos, portanto
fase líquida mais densa.

39. Transformação de Unidades
 Unidade de massa
T Kg g mg
X 103 X 103 X 103
 Unidade de Volume
KL L mL µL
m3 dm3 cm3 mm3
X 103 X 103 X 103

40. Exercícios de fixação:
1) Dada a tabela:
PF PE
Clorofórmio – 63°C 61°C
Fenol 43°C 182°C
Cloro – 101°C – 34,5°C
Determine o estado físico de cada substância
nas condições ambientes ( 25°C e 1 atm).
Clorofórmio →
Fenol →
Cloro →

41. Exercícios de fixação:
2) Com relação ao gráfico, indique as proposições verdadeiras:
T°C
+ 85
+ 20
+ 10
0 10 25 35 50 tempo (min)
(01) O gráfico representa o aquecimento de substância pura.
(02) O ponto de fusão da substância é
85°C. (04) O ponto de solidificação da
substância é 20°C. (08) Na temperatura
ambiente (25°C) a substância é sólida. (16) Entre 35 e 50
minutos (intervalo DE) a substância forma um sistema bifásico.
(32) Se o
gráfico dado mostrasse apenas o intervalo AD, referente ao
aquecimento de um sólido, nada poderíamos afirmar sobre a pureza
do mesmo.

42. Exercícios de fixação:
3) O gráfico está representando a ebulição de duas amostras, iguais ou
diferentes, em experiências distintas realizadas cada uma a pressão
constante. As quais foram realizadas em sistemas abertos.
T°C B
A
T1
T2
tempo (min)
(01) Se a amostra A e B forem idênticas, então a pressão é diferente para
cada experiência.
(02) Se a pressão é a mesma, então A e B poderão ser amostras
idênticas em quantidades diferentes.
(04) A e B são substâncias puras.
(08) A e B podem ser misturas.
(16) Se A e B são amostras idênticas, A foi
realizada numa pressão maior que B.
(32) Se A e B são amostras idênticas, A foi
realizada numa altitude menor que B.
(64) B pode ser uma substância pura

43. Exercícios de fixação:
4) Responda a essa questão considerando três frascos
contendo massas iguais de líquidos diferentes, A, B
e C, cujos valores de densidade em g/mL são
respectivamente: 0,8; 1,0; 1,2.
A alternativa que indica cada frasco com
I seu respectivo líquido é:
a) I – A, II – B, III – C.
II b) I – A, II – C, III – B.
c) I – B, II – C, III – A.
III d) I – B, II – A, III – C.
e) I – C, II – B, III – A.

44. Exercícios de fixação:
5) (UFMG) As figuras abaixo representam densímetros como os
usados em postos de gasolina. O primeiro contém etanol puro
(d = 0,8g/cm3). Dos dois restantes, um está cheio de etanol e
água e o outro gasolina (d = 0,7g/cm3), não estão
necessariamente nessa ordem. Com base nessas informações,
pode-se afirmar corretamente que:
a) A densidade da bola preta é maior que 1g/cm3
I
b) A densidade da bola branca é menor que 0,8
g/cm3.
c) A mistura no densímetro II, tem densidade
II menor que 0,8g/cm3.
d) A mistura no densímetro III, contém água.
III e) As duas bolas apresentam densidade menores
que 0,7g/cm3.

45. Exercícios de fixação:
6) Uma torneira defeituosa goteja a cada 36
segundos. Sabendo-se que cada gota de
água pesa 0,25g, quanto tempo levará para
encher uma lata de 0,01 m3 ?

46. Coeficiente de
Solubilidade - CS
 Em geral é considerada como sendo
a massa em gramas possível de ser
solubilizada em 100 g de água, em uma
dada Temperatura e pressão.
Obs. Quando a temperatura / pressão não
são indicadas, considera-se a temperatura
de 25°C e pressão de 1 atm.

47. SOLUÇÕES
Misturas Homogêneas
• CS do NaCl a 0°C = 35,7 g / 100g de H2O
• CS do NaCl a 25°C = 42,0 g / 100g de H2O
200 g de NaCl 357 g de NaCl 400 g de NaCl
1L de água 1L de água 1L de água
a 0°C a 0°C a 0°C
insaturada Saturada Saturada com
corpo de fundo

48. SOLUÇÃO
SUPERSATURADA
400 g de NaCl
1L de água 1L de água 1L de água
a 0°C a 25°C a 0°C
Supersaturada
• A concentração na solução final está
acima do CS do NaCl a 0°C.

49. CURVAS DE SOLUBILIDADE
CS
(g/100g de água)
Comportamento
normal
CS1 Comportamento
anormal
T1 T°C

50. Exercícios de fixação:
1) A 18°C a solubilidade de uma substância X é
de 60g/100mL de água. Nessa temperatura
150g de X foram misturados em 200mL de
água . O sistema obtido é:
a) Heterogêneo com uma fase.
b) Homogêneo com duas fases.
c) Uma solução aquosa com corpo de fundo.
d) Heterogêneo com três substâncias.
e) Apenas uma solução aquosa.

51. Exercícios de fixação:
2) 160g de uma solução saturada de
sacarose (C12H22O11) a 30°C é resfriada a
0°C. Qual a massa de açúcar
cristalizada?
Dados:
Temperatura CS da sacarose
°C (g/ 100g de água)
0° 180
30° 220

52. Exercícios de fixação:
Para responder às questões 3) e 4) considere o
gráfico e as informações apresentadas:
120
100
(g/100g de água)
80 20°C
CS do KNO3
60
Solução aquosa
40 de KNO3 100g
20 de
0 água
0 10 20 30 40 50 60
Temperatura °C 100g
de KNO3

53. Exercícios de fixação:
3) Essa mistura heterogênea, inicialmente a
20°C, é aquecida até 60°C. Dessa forma:
a) A solução aquosa torna-se insaturada.
b) A solução aquosa torna-se saturada e
restam 5g de corpo de fundo.
c) A solução aquosa continua saturada,
sem corpo de fundo.
d) A solução aquosa continua saturada e
restam 20g de corpo de fundo.
e) A massa de KNO3 dissolvida triplica.

54. Exercícios de fixação:
4) Uma maneira conveniente para se recuperar
todo o KNO3 do sistema e obter o sal sólido e
puro é:
a) Evaporar toda água, por aquecimento.
b) Agitar a mistura e depois filtrá-la.
c) Decantar a solução sobrenadante.
d) Resfriar a mistura a 0°C.
e) Aquecer a mistura a 40°C

55. ANÁLISE IMEDIATA
 Definição: processos de separação de uma
mistura nos seus constituintes.
 Classificação dos processos:
Mecânicos: separações que não envolvem
transformações físicas ou químicas.
Físicos: processos que envolvem mudanças
de estados físicos das substâncias.
Normalmente indicados nas separações de
misturas homogêneas.

56. ANÁLISE IMEDIATA
 Misturas Heterogêneas:
Sólido/sólido
Sólido/líquido
Sólido/gás
Líquido/líquido
 Misturas Homogêneas:
sólido/sólido
sólido/líquido

57. Separação de Misturas
Heterogêneas
Sistemas Sólido/sólido:
 Catação
 Peneiração ou Tamisação
 Ventilação
 Levigação
 Separação Magnética
 Dissolução Fracionada
 Flotação
 Fusão Fracionada

58. Separação de Misturas Heterogêneas
Sistemas Sólido/líquido: Sistemas
 Filtração Líquido/líquido:
 Decantação
 Decantação
 Centrifugação
 Cristalização Fracionada
Sistemas Sólido/gás:
 Filtração
 Decantação
 Câmara de Poeira

59. Separação de Misturas Homogêneas
Sistemas Sólido/sólido: Sistemas gás/gás:
 Fusão Fracionada Liquefação Fracionada
Sistemas Sólido/líquido:
 Evaporação
 Destilação Simples
Sistemas Líquido/líquido:
 Destilação Fracionada
Sistemas Líquido/gás:
 Aquecimento
 Despressurização

60. Materiais comuns de Laboratório
 Tubo de Ensaio  Funil de Büchner
 Béquer  Kitassato
 Erlenmeyer  Proveta
 Balão de Fundo Chato  Pipeta Volumétrica
 Balão Volumétrico  Pipeta Graduada
 Balão de Destilação
 Condensador
 Funil de Decantação
 Funil de Filtração
 Funil Liso

61. Materiais comuns de Laboratório
 Bureta  Garras
 Dessecador  Tripé de Ferro
 Vidro de Relógio  Tela de Amianto
 Almofariz e Pistilo  Bastão de Vidro
 Cápsula de Evaporação  Frasco de Reagente
 Cadinho de Porcelana
 Cadinho de Platina
 Piscete
 Espátula
 Suporte de Ferro