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Introdução
à Química
O Que é Química?
Química é uma Ciência
Experimental que estuda
a estrutura, composição
e a transformação da
matéria.
O Método Científico
LEIS
EXPERIMENTAIS
TEORIAS &
MODELOS
HIPÓTESES
OBSERVAÇÕES
EXPERIÊNCIAS
CIÊNCIA: é o conjunto de
atividades que visam observar,
experimentar, explicar e relacionar
os fenômenos da natureza, criando
leis, teorias e modelos cada vez
mais gerais, que nos permitam
prever e controlar os fenômenos
futuros.
Tecnologia: é a ciência aplicada
ESTRUTURA DA MATÉRIA
A matéria é formada por moléculas, que
por sua vez são formadas por partículas
minúsculas chamadas de átomos.
Elementos Químicos
Átomos
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Ferro Fe Fe3O4
Cálcio Ca CaCO3
Prata Ag (Argentum) Ag
Oxigênio O O2
Átomos & Moléculas
H + H H H
H H
H + H + O O
Átomos Moléculas
Simples Composta
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Homogênea Heterogênea
Mistura
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Substâncias Puras
SIMPLES COMPOSTA
MISTURAS
HETEROGÊNEAHOMOGÊNEA
solução
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CLASSIFICAÇÃO
DA MATÉRIA
SISTEMAS
HOMOGÊNEOS
SISTEMAS
HETEROGÊNEOS
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UMA FASE
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MAIS DE UMA
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DE ESTADO
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 ATOMICIDADE
 VARIEDADE ALOTRÓPICA
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QUÍMICOS E FÍSICOS
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
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VARIEDADE ALOTRÓPICA
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H3C- CH2- OH + 3O2  2CO2 + 3H2O
Reagentes Produtos
 O fenômeno químico transforma
a natureza íntima da matéria.
FENÔMENO FÍSICO
SÓLIDO LÍQUIDO GASOSO
SUBLIMAÇÃO
FUSÃO
CONDENSAÇÃO
VAPORIZAÇÃO
SOLIDIFICAÇÃO
Estados físicos da matéria
 O fenômeno físico não altera a natureza da matéria
EXERCÍCIOS DE FIXAÇÃO
1. Considere os sistemas a seguir, em que os átomos
são representados por esferas:
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.
I II III IV
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.
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.
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.
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.
PROPRIEDADES DA MATÉRIA
 PROPRIEDADES GERAIS
 PROPRIEDADES FUNCIONAIS
 PROPRIEDADES ESPECÍFICAS:
PROPRIEDADES GERAIS
 Massa
 Volume
 Inércia
 impenetrabilidade
 Dureza
As propriedades gerais são comuns a
todos os materiais.
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 .
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 .
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
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
Curva de Aquecimento
da água
S
L
L e G
G
T°C
100
0
- 20
tempo
S e L
Curva de Resfriamento
da água
S
L
L e G
G
T°C
100
0
- 20
tempo
S e L
Curvas de Misturas Comuns
Aquecimento Resfriamento
Curvas de Misturas Eutéticas
Resfriamento
PS
Aquecimento
PF
Curvas de Misturas Azeotrópicas
Aquecimento
PE
Resfriamento
PL
Influência da Pressão
 Quanto maior a pressão maior o Ponto de Ebulição
P
T >T
>P
Influência da Altitude
 Quanto maior a Altitude menor o Ponto de Ebulição
> A  < P  < T
A  P  T
Densidade
 Densidade é a relação da massa
pelo volume de uma substância a
uma dada Temperatura e Pressão:
d = m / V
Influência da Temperatura
T
V1
>T
V2
> T  > V  < densidade
> P  < V  > densidade
Influência da Pressão
P
>P
A DENSIDADE é maior quanto maior o estado de
agregação da matéria
Influência do Estado Físico
da Substância
sólido > líquido > gasoso
Aumento do volume
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.
Transformação de Unidades
T Kg g mg
X 103 X 103 X 103
KL L mL µL
X 103 X 103 X 103
m3 dm3 cm3
mm3
 Unidade de massa
 Unidade de Volume
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 
Exercícios de fixação:
2) Com relação ao gráfico, indique as proposições verdadeiras:
(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.
0 10 25 35 50 tempo (min)
T°C
+ 85
+ 20
+ 10
Exercícios de fixação:
tempo (min)
T1
BT°C
T2
A
(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 e A, ser uma mistura azeotrópica.
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.
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.
I
II
III
A alternativa que indica cada frasco com
seu respectivo líquido é:
a) I – A, II – B, III – C.
b) I – A, II – C, III – B.
c) I – B, II – C, III – A.
d) I – B, II – A, III – C.
e) I – C, II – B, III – A.
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
b) A densidade da bola branca é menor que 0,8
g/cm3.
c) A mistura no densímetro II, tem densidade
menor que 0,8g/cm3.
d) A mistura no densímetro III, contém água.
e) As duas bolas apresentam densidade menores
que 0,7g/cm3.
I
II
III
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 ?
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.
1L de água
a 0°C
1L de água
a 0°C
1L de água
a 0°C
357 g de NaCl
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 400 g de NaCl
Saturada Saturada com
corpo de fundo
insaturada
SOLUÇÃO
SUPERSATURADA
1L de água
a 0°C
1L de água
a 25°C
1L de água
a 0°C
400 g de NaCl
Supersaturada
• A concentração na solução final está
acima do CS do NaCl a 0°C.
CURVAS DE SOLUBILIDADE
CS
(g/100g de água)
Comportamento
normal
Comportamento
anormal
CS1
T1
T°C
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.
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
°C
CS da sacarose
(g/ 100g de água)
0° 180
30° 220
Exercícios de fixação:
Para responder às questões 3) e 4) considere
o gráfico e as informações apresentadas:
0 10 20 30 40 50 60
Temperatura °C
120
100
80
60
40
20
0
20°C
Solução aquosa
de KNO3
100g
de KNO3
100g
de água
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.
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
Exercícios de fixação:
 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.
ANÁLISE IMEDIATA
 Misturas Heterogêneas:
Sólido/sólido
Sólido/líquido
Sólido/gás
Líquido/líquido
 Misturas Homogêneas:
sólido/sólido
sólido/líquido
líquido/líquido
líquido/gás
gás/gás
ANÁLISE IMEDIATA
Sistemas Sólido/sólido:
 Catação
 Peneiração ou Tamisação
 Ventilação
 Levigação
 Separação Magnética
 Dissolução Fracionada
 Flotação
 Fusão Fracionada
Separação de Misturas
Heterogêneas
Sistemas Sólido/líquido:
 Filtração
 Decantação
 Centrifugação
 Cristalização Fracionada
Sistemas Sólido/gás:
 Filtração
 Decantação
 Câmara de Poeira
Separação de Misturas Heterogêneas
Sistemas Líquido/líquido:
 Decantação
Separação de Misturas Homogêneas
Sistemas Sólido/sólido:
 Fusão Fracionada
Sistemas Sólido/líquido:
 Evaporação
 Destilação Simples
Sistemas Líquido/líquido:
 Destilação Fracionada
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Sistemas gás/gás:
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Materiais comuns de Laboratório
 Tubo de Ensaio
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 Funil Liso
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 Bureta
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 Suporte de Ferro
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 Tela de Amianto
 Bastão de Vidro
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Química
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Introdução à quimica

  • 2. O Que é Química? Química é uma Ciência Experimental que estuda a estrutura, composição e a transformação da matéria.
  • 3. O Método Científico LEIS EXPERIMENTAIS TEORIAS & MODELOS HIPÓTESES OBSERVAÇÕES EXPERIÊNCIAS CIÊNCIA: é o conjunto de atividades que visam observar, experimentar, explicar e relacionar os fenômenos da natureza, criando leis, teorias e modelos cada vez mais gerais, que nos permitam prever e controlar os fenômenos futuros. Tecnologia: é a ciência aplicada
  • 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. Simples Composta Substância Pura Homogênea Heterogênea Mistura Sistemas Materiais
  • 10. CLASSIFICAÇÃO DA MATÉRIA SISTEMAS HOMOGÊNEOS SISTEMAS HETEROGÊNEOS SUBSTÂNCIAS PURAS MISTURAS DE UMA FASE MISTURAS DE MAIS DE UMA FASE SUBSTÂNCIAS EM MUDANÇA 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 C(grafite) C(diamante) estrutura amorfa estrutura cristalina  Variação na arrumação dos átomos  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 SÓLIDO LÍQUIDO GASOSO SUBLIMAÇÃO FUSÃO CONDENSAÇÃO VAPORIZAÇÃO SOLIDIFICAÇÃO Estados físicos da matéria  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: 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. I II III IV
  • 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 S L L e G G T°C 100 0 - 20 tempo S e L
  • 28. Curva de Resfriamento da água S L L e G G T°C 100 0 - 20 tempo S e L
  • 29. Curvas de Misturas Comuns Aquecimento Resfriamento
  • 30. Curvas de Misturas Eutéticas Resfriamento PS Aquecimento PF
  • 31. Curvas de Misturas Azeotrópicas Aquecimento PE Resfriamento PL
  • 32. Influência da Pressão  Quanto maior a pressão maior o Ponto de Ebulição P T >T >P
  • 33. Influência da Altitude  Quanto maior a Altitude menor o Ponto de Ebulição > A  < P  < T A  P  T
  • 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 T V1 >T V2 > T  > V  < densidade
  • 36. > P  < V  > densidade Influência da Pressão P >P
  • 37. A DENSIDADE é maior quanto maior o estado de agregação da matéria Influência do Estado Físico da Substância sólido > líquido > gasoso Aumento do volume
  • 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 T Kg g mg X 103 X 103 X 103 KL L mL µL X 103 X 103 X 103 m3 dm3 cm3 mm3  Unidade de massa  Unidade de Volume
  • 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: (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. 0 10 25 35 50 tempo (min) T°C + 85 + 20 + 10
  • 42. Exercícios de fixação: tempo (min) T1 BT°C T2 A (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 e A, ser uma mistura azeotrópica. 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.
  • 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. I II III A alternativa que indica cada frasco com seu respectivo líquido é: a) I – A, II – B, III – C. b) I – A, II – C, III – B. c) I – B, II – C, III – A. 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 b) A densidade da bola branca é menor que 0,8 g/cm3. c) A mistura no densímetro II, tem densidade menor que 0,8g/cm3. d) A mistura no densímetro III, contém água. e) As duas bolas apresentam densidade menores que 0,7g/cm3. I II III
  • 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. 1L de água a 0°C 1L de água a 0°C 1L de água a 0°C 357 g de NaCl 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 400 g de NaCl Saturada Saturada com corpo de fundo insaturada
  • 48. SOLUÇÃO SUPERSATURADA 1L de água a 0°C 1L de água a 25°C 1L de água a 0°C 400 g de NaCl 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 Comportamento anormal CS1 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. 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 °C CS da sacarose (g/ 100g de água) 0° 180 30° 220 Exercícios de fixação:
  • 52. Para responder às questões 3) e 4) considere o gráfico e as informações apresentadas: 0 10 20 30 40 50 60 Temperatura °C 120 100 80 60 40 20 0 20°C Solução aquosa de KNO3 100g de KNO3 100g de água Exercícios de fixação:
  • 53. 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. Exercícios de fixação:
  • 54. 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 Exercícios de fixação:
  • 55.  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. ANÁLISE IMEDIATA
  • 56.  Misturas Heterogêneas: Sólido/sólido Sólido/líquido Sólido/gás Líquido/líquido  Misturas Homogêneas: sólido/sólido sólido/líquido líquido/líquido líquido/gás gás/gás ANÁLISE IMEDIATA
  • 57. Sistemas Sólido/sólido:  Catação  Peneiração ou Tamisação  Ventilação  Levigação  Separação Magnética  Dissolução Fracionada  Flotação  Fusão Fracionada Separação de Misturas Heterogêneas
  • 58. Sistemas Sólido/líquido:  Filtração  Decantação  Centrifugação  Cristalização Fracionada Sistemas Sólido/gás:  Filtração  Decantação  Câmara de Poeira Separação de Misturas Heterogêneas Sistemas Líquido/líquido:  Decantação
  • 59. Separação de Misturas Homogêneas Sistemas Sólido/sólido:  Fusão Fracionada Sistemas Sólido/líquido:  Evaporação  Destilação Simples Sistemas Líquido/líquido:  Destilação Fracionada Sistemas Líquido/gás:  Aquecimento  Despressurização Sistemas gás/gás: Liquefação Fracionada
  • 60. Materiais comuns de Laboratório  Tubo de Ensaio  Béquer  Erlenmeyer  Balão de Fundo Chato  Balão Volumétrico  Balão de Destilação  Condensador  Funil de Decantação  Funil de Filtração  Funil Liso  Funil de Büchner  Kitassato  Proveta  Pipeta Volumétrica  Pipeta Graduada
  • 61. Materiais comuns de Laboratório  Bureta  Dessecador  Vidro de Relógio  Almofariz e Pistilo  Cápsula de Evaporação  Cadinho de Porcelana  Cadinho de Platina  Piscete  Espátula  Suporte de Ferro  Garras  Tripé de Ferro  Tela de Amianto  Bastão de Vidro  Frasco de Reagente
  • 62. Curso Pré- Vestibular Vestibular1 – O Portal do vestibular! www.vestibular1.com.br Química Professor: Albério Riccio Filho