Química Geral Aula 00

1. QUÍMICA GERAL
Escola de Engenharia Industrial Metalúrgica
Universidade Federal Fluminense
Volta Redonda - RJ
AULA 00Prof. Dr. Ednilsom Orestes
17/08/2017 – 22/12/2017

2. REVISÃO DE
CONCEITOS

3. PROPRIEDADES PRECISAM SER
QUANTIFICADAS
Quantidades possuem unidades (SI).
Ex.: metro, segundo, quilograma, litro e etc.
Unidades podem ser combinadas.
Ex.: Volume = comprimento3.
Densidade = massa/volume.
E convertidas.
Ex.: 𝑑𝑚3
⟶ 𝐿
𝐽𝑜𝑢𝑙𝑒 ⟶
𝑘𝑔.𝑚2
𝑠2

5. PREFIXOS DE UNIDADE DE MEDIDA DO SI

6. CONVERSÃO DE UNIDADES
Unidade desejada = unidade fornecida x fator de conversão
Fator de conversão = un. desejada/ un. Fornecida
Ex.: 1 unidX = 0,75 unidY
Fator de conversão = (0,75 unidY / 1 unidX)
Quantas unidY equivale 138 unidX?
unidY = 138 unidX ×
0,75 unidY
1 unidX
= 103,5 unidY
Expresse em cm a altura de uma pessoa que mede 5,59 ft sabendo que 1 ft
equivale a 30,48 cm.
X cm = 5,59 ft ×
30,48 cm
1 ft
= 170 cm

7. • Área = 43,4 cm2.
• Largura: Confiança é de 1
parte em 62 (2 alg. sign.).
(1/62)x100 = 1,6 %
• Altura: Confiança = 0,14%
• Área: Confiança = 0,23 %
• Portanto, o correto é:
Área = 43 cm2
Confiança = 2,3 % (> 1,6 %).
• Regra (× & ÷): Resposta final
com mesmo número de alg.
sign. que o fator menos
preciso usado no cálculo.
Altura=7,00
Largura = 6,2
ALGARISMOS
SIGNIFICATIVOS

8. • Resposta = 306,9
• Pois os 2 dígitos após 5 em 302,5
são desconhecidos.
302,5XX
• Podem variar de 0 a 9
• Portanto, 2 dígitos da resposta
também são desconhecidos.
306,9
• Mesma resposta se confiança for
calculada.
• 0 – 4  no. anterior permanece
igual. Ex.: 306,83  306,8.
• 5 – 9  no. anterior aumenta 1
unidade. Ex.: 306,87  306,9.
4,371 +
302,5
306,871
≈306,9

9. Responda com algarismos significativos.
a) 3,142 / 8,05
b) 29,3 + 213,87
c) 144,3 + (2,54 x 8,3)
Respostas.
a) 0,390310559  0,390
b) 29,3? + 213,87 = 243,17  243,2
c) × e ÷ primeiro, POR FAVOR!
2,54 x 8,3 = 21,082  21
143,3 + 21,? = 165,?  165

10. CALCULADORA
• Científica.
• Funções:
• Somas, Subtrações, Multiplicações e Divisões Simples e
COMPOSTAS de números;
Ex.: [(AxB)-C]/[Dx(E+F)]
• e de POTENCIAS;
Ex.: [(10-21x1025)-100,7]/[101,3(102+10-1,7)]
• Exponenciais e Logaritmos na base 10 e Neperianos;
Ex.: {[log(1,4)+log(3,2)] x exp(2,3)}/[exp(π) x ln(2,7+5,2)]
ou eπ

12. Elementos, Átomos e Compostos
Elemento: Forma mais simples de matéria.
Átomo: Menor partícula possível de um elemento.
Ex.: Quantos átomos existem em 49,75 mg de carbono sabendo
que a massa de 1 átomo de C é igual a 1,99 × 10−26 kg ?
X átomos = 49,75 × 10−6 kg ×
1 átomo
1,99 × 10−26 kg
= 2,50 × 1021 átomos

13. Elementos, Átomos e Compostos
Elemento: Forma mais simples de matéria.
Átomo: Menor partícula possível de um elemento.
Compostos: + de 1 elemento; proporção fixa.
Binário (2 elementos).
Orgânico (contêm C e H).
Inorgânico (demais).
Mistura: + de 1 elemento; composição variável.
Homogêneas: 1 fase.
Heterogêneas: + de 1 fase.

14. Elemento: Forma mais simples de matéria.
Átomo: Menor partícula possível de um elemento.
Compostos: + de 1 elemento; proporção fixa.
Molécula: Grupo de átomo num arranjo espacial
específico.
Fórmula (química) molecular: CH4O
Fórmula estrutural: CH3OH
Elementos, Átomos e Compostos

15. O Mol
“Número de átomos presentes em
12,0 g de Carbono-12.”
Ex.: Quantos átomos existem em 12,0 g de Carbono-12 sabendo
que a massa de 1 átomo de C é igual a 1,99 × 10−26
kg ?
X átomos = 12,0 × 10−3 kg ×
1 átomo
1,99 × 10−26 kg
= 6,0221 × 1023 átomos de C-12

16. Constante de Avogadro, 𝑁𝐴
“Número de objetos por mol.”
6,0221 × 1023 objetos/mol (de objetos)
𝑞𝑢𝑎𝑛𝑡𝑖𝑑𝑎𝑑𝑒 𝑑𝑒 𝑜𝑏𝑗𝑒𝑡𝑜, 𝑁
𝑞𝑢𝑎𝑛𝑡𝑖𝑑𝑎𝑑𝑒 𝑒𝑚 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝑜𝑏𝑗𝑒𝑡𝑜, 𝑛
= 𝑁𝐴
𝑁 = 𝑛 × 𝑁𝐴 ⇒ 𝑛 =
𝑁
𝑁𝐴

17. Constante de Avogadro, 𝑁𝐴
Ex.: Qual a quantidade de 𝐻 em mol correspondente a
1,29 × 1024 átomos de 𝐻?
Ex.: Qual a quantidade de 𝑂 em mol correspondente a
2,58 × 1024 átomos de 𝑂?
Ex.: Qual o número de átomos de 𝐻 presentes em 3,14
mol de 𝑯 𝟐 𝑶?

18. Massa Molar, 𝑀
“Massa por mol de um elemento
ou de molécula (𝑔/𝑚𝑜𝑙).”
𝑚𝑎𝑠𝑠𝑎 𝑑𝑎 𝑎𝑚𝑜𝑠𝑡𝑟𝑎 = 𝑞𝑢𝑎𝑛𝑡𝑖𝑑𝑎𝑑𝑒 𝑒𝑚 𝑚𝑜𝑙 × 𝑚𝑎𝑠𝑠𝑎 𝑝𝑜𝑟 𝑚𝑜𝑙
𝑚 = 𝑛 × 𝑀 ⇒ 𝑛 =
𝑚
𝑀

19. Massa Molar
Ex.: Calcule (a) a quantidade em mols e (b) o número de átomos de
Flúor em 22,5 𝑔 de Flúor. Dado: 𝑀 𝐹 = 19,00 𝑔/𝑚𝑜𝑙.
Ex.:Quantos (a) mols e (b) átomos de 𝐶𝑢 existem em 3,20 𝑔 de 𝐶𝑢.
Dado: 𝑀 𝐶𝑢 = 63,55 𝑔. 𝑚𝑜𝑙−1.
Ex.: Calcule a quantidade de (a) mols e de (b) átomos de 𝐴𝑙
presentes em 5,40 𝑘𝑔 desse metal. Dado: 𝑀 𝐴𝑙 = 26,98 𝑔 𝑚𝑜𝑙.

20. Concentração
Molaridade, 𝑚𝑜𝑙. 𝐿−1:
𝐶𝑜𝑛𝑐𝑒𝑛𝑡𝑟𝑎çã𝑜 =
𝑞𝑢𝑎𝑛𝑡𝑖𝑑𝑎𝑑𝑒 𝑑𝑒 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜 (𝑚𝑜𝑙)
𝑣𝑜𝑙𝑢𝑚𝑒 𝑠𝑜𝑙𝑢çã𝑜 (𝐿𝑖𝑡𝑟𝑜)
𝑐 =
𝑛
𝑉
Ex.: Qual a molaridade de uma solução preparada com 10,0 𝑔 de
açúcar e 𝐻2 𝑂 suficiente para completar 200 𝑚𝐿?

21. C12H22O11
MM = 342,24 g.mol-1

22. Concentração
Molaridade, 𝑚𝑜𝑙. 𝐿−1:
𝐶𝑜𝑛𝑐𝑒𝑛𝑡𝑟𝑎çã𝑜 =
𝑞𝑢𝑎𝑛𝑡𝑖𝑑𝑎𝑑𝑒 𝑑𝑒 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜 (𝑚𝑜𝑙)
𝑣𝑜𝑙𝑢𝑚𝑒 𝑠𝑜𝑙𝑢çã𝑜 (𝐿𝑖𝑡𝑟𝑜)
𝑐 =
𝑛
𝑉
Ex.: Qual a molaridade de uma solução preparada com 10,0 𝑔 de
açúcar e 𝐻2 𝑂 suficiente para completar 200 𝑚𝐿?

23. Concentração
Molaridade, 𝑚𝑜𝑙. 𝐿−1:
𝐶𝑜𝑛𝑐𝑒𝑛𝑡𝑟𝑎çã𝑜 =
𝑞𝑢𝑎𝑛𝑡𝑖𝑑𝑎𝑑𝑒 𝑑𝑒 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜 (𝑚𝑜𝑙)
𝑣𝑜𝑙𝑢𝑚𝑒 𝑠𝑜𝑙𝑢çã𝑜 (𝐿𝑖𝑡𝑟𝑜)
𝑐 =
𝑛
𝑉
Ex.: Qual a molaridade de uma solução preparada com 10,0 𝑔 de
açúcar e 𝐻2 𝑂 suficiente para completar 200 𝑚𝐿?
Ex.: Qual a molaridade de uma solução preparada com 10,0 𝑚𝐿
de 𝐻𝐶𝑙(1,5 𝑀) e 𝐻2 𝑂 suficiente para completar 200 𝑚𝐿

24. Equações Químicas
“Representação de reação química.”
Antoine Lavoisier: Lei da Conservação das massas.
𝐶(𝑔𝑟) + 𝑂2(𝑔) ⟶ 𝐶𝑂2 𝑔
12,01 𝑔 + 32,00 𝑔 = 44,01 𝑔
𝐶𝑎𝐶𝑂3(𝑠) ⟶ 𝐶𝑎𝑂 𝑠 + 𝐶𝑂2 𝑔
100,09 𝑔 = 56,08 𝑔 + 44,01 𝑔

25. Equações Químicas
Joseph Proust: Lei da Lei das proporções definidas.
“Compostos químicos sempre apresentam a
mesma proporção entre seus átomos.”
𝐻2 𝑂 → 2 á𝑡𝑜𝑚𝑜𝑠 𝐻: 1 á𝑡𝑜𝑚𝑜 𝑂
𝐶𝑂2 → 2 á𝑡𝑜𝑚𝑜𝑠 𝑂: 1 á𝑡𝑜𝑚𝑜 𝐶
1𝐶(𝑔𝑟) + 1𝑂2(𝑔) ⟶ 1𝐶𝑂2 𝑔

26. Equações Químicas
Joseph Proust: Lei da Lei das proporções definidas.
“Compostos químicos sempre apresentam a
mesma proporção entre seus átomos.”
𝐻2 𝑂 → 2 á𝑡𝑜𝑚𝑜𝑠 𝐻: 1 á𝑡𝑜𝑚𝑜 𝑂
𝐶𝑂2 → 2 á𝑡𝑜𝑚𝑜𝑠 𝑂: 1 á𝑡𝑜𝑚𝑜 𝐶
1𝐶 𝑔𝑟 + 1𝑂2 𝑔 ⟶ 1𝐶𝑂2 𝑔 × 2
2𝐶(𝑔𝑟) + 2𝑂2(𝑔) ⟶ 2𝐶𝑂2 𝑔

27. Equações Químicas
Joseph Proust: Lei da Lei das proporções definidas.
“Compostos químicos sempre apresentam a
mesma proporção entre seus átomos.”
𝐻2 𝑂 → 2 á𝑡𝑜𝑚𝑜𝑠 𝐻: 1 á𝑡𝑜𝑚𝑜 𝑂
𝐶𝑂2 → 2 á𝑡𝑜𝑚𝑜𝑠 𝑂: 1 á𝑡𝑜𝑚𝑜 𝐶
1𝐶 𝑔𝑟 + 1𝑂2 𝑔 ⟶ 1𝐶𝑂2 𝑔 × 6,02 × 1023
𝐶(𝑔𝑟) + 𝑂2(𝑔) ⟶ 𝐶𝑂2 𝑔

28. Equações Químicas
Ex.: 𝐻2 + 𝑂2 ⟶ 𝐻2 𝑂
Ex.: 𝐶𝐻4 + 𝑂2 ⟶ 𝐶𝑂2 + 𝐻2 𝑂
Ex.: 𝐶6 𝐻14 + 𝑂2 ⟶ 𝐶𝑂2 + 𝐻2 𝑂
Ex.: 𝐴𝑙 + 𝐵𝑎𝑂 ⟶ 𝐴𝑙2 𝑂3 + 𝐵𝑎
Ex.: 𝐾𝐶𝑙𝑂3 + 𝐶6 𝐻12 𝑂6 ⟶ 𝐾𝐶𝑙 + 𝐶𝑂2 + 𝐻2 𝑂
Ex.: 𝐶11 𝐻17 𝑁5 𝑂2 + 𝑂2 ⟶ 𝐶𝑂2 + 𝐻2 𝑂 + 𝑁2
Ex.: 𝐹𝑒𝑇𝑖𝑂3 + 𝐶𝑙2 + 𝐶 ⟶ 𝑇𝑖𝐶𝑙4 + 𝐹𝑒𝐶𝑙3 + 𝐶𝑂

29. Reagente Limitante/Excesso
1𝑁2 + 3𝐻2 ⟶ 2𝑁𝐻3
1 : 3 : 2
2 : 6 : 4
3 : 9 : 6
4 : 12 : 8
1
2
: 3
2
: 1
1
3
: 1 : 2
3
0,82 : 2,46 : 1,64
59 : 159 : 𝑥

30. Reagente Limitante/Excesso
Ex.: 𝐹𝑒2 𝑂3 + 3𝐶𝑂 ⟶ 2𝐹𝑒 + 3𝐶𝑂2
(a) Qual a massa de 𝐹𝑒2 𝑂3 necessária para se obter 10,0 𝑔 de 𝐹𝑒?
(b) Qual a massa de 𝐶𝑂2 produzida ao se formarem 10,0 𝑔 de 𝐹𝑒?
Dados: 𝑀𝑀 𝐹𝑒2 𝑂3 = 159,69 𝑔. 𝑚𝑜𝑙−1
𝑀𝑀 𝐹𝑒 = 55,85 𝑔. 𝑚𝑜𝑙−1
𝑀𝑀 𝐶𝑂2 = 44,01 𝑔. 𝑚𝑜𝑙−1
OBS: Suponha 100% de rendimento

31. Reagente Limitante/Excesso
Ex.:
2𝑁𝑎𝑂𝐻 + 𝑁𝑎 𝐴𝑙 𝑂𝐻 4 + 6𝑁𝐻4 𝐹 ⟶ 𝑁𝑎3 𝐴𝑙𝐹6 + 6𝑁𝐻3 + 6𝐻2 𝑂
Qual o rendimento da reação sabendo que foram obtidas 75,0 𝑔 de 𝑁𝑎3 𝐴𝑙𝐹6
após misturar 80,0 𝑔 de 𝑁𝑎𝑂𝐻 com 82,6 𝑔 de 𝑁𝑎 𝐴𝑙 𝑂𝐻 4 e 100,0 𝑔 de
𝑁𝐻4 𝐹?
Dados: 𝑀𝑀 𝑁𝐻4 𝐹 = 37,04 𝑔. 𝑚𝑜𝑙−1
𝑀𝑀 𝑁𝑎 𝐴𝑙 𝑂𝐻 4 = 118,00 𝑔. 𝑚𝑜𝑙−1
𝑀𝑀 𝑁𝑎𝑂𝐻 = 40,00 𝑔. 𝑚𝑜𝑙−1
𝑀𝑀 𝑁𝑎3 𝐴𝑙𝐹6 = 209,95 𝑔. 𝑚𝑜𝑙−1