1) O documento discute uma conversa entre duas pessoas onde uma pede para a outra não se preocupar e falar pessoalmente na segunda-feira sobre o assunto. 2) É dito que escrever sobre outras pessoas pelas costas é antiético e falta de caráter. 3) Pede para conversarem de forma calma para não gerar conflito.

1. Mais não se preocupa não Heloah Fernandes porque o que eu escrevi no COMENTÁRIO ou vou
te falar 2° feira pessoalmente porque escrever coisas das outras pessoas pelas costa é uma
falta de ética, falta de caráter e personallidade... Não vou te dar sermão porque como se diz a
Ludimilla Leitte eu não sou seu pai... Todos nós podemos errar, mas a perseverança no erro é
que é loucura... Vou falar mansinho com você e você do mesmo modo para não gerar conflito,
mais se você vir brava vocÊ vai sair correndo...
Concentração comum
Concentração comum é uma relação entre
a massa de soluto presente numa solução e o volume desta. É
calculada pela fórmula massa soluto/volume (solução). Sua unidade
no SI é kg/m³, porém é muito mais comum encontrarmo-la expressa
em g/L.
Sendo: C = concentração comum
m1 = massa do soluto, em gramas.
V = volume da solução, em litros.
Aplicação: Qual a concentração de uma solução que contém 20
gramas do soluto dissolvido em 0,5 litro de solução?
m1 = 20 g
V = 0,5 litro
C = 20g / 0,5 litro = 40 g / litro
Exemplo:
Um frasco de um produto informa o seguinte: C = 50 mg/ml.
Responda: Quantos mg há em um ml? Quantos mg de soluto há em
meio litro de solução?
Resposta: Há 50 mg de soluto para cada ml de solução. Usando a
fórmula, temos: 50 = massa do soluto/500. Massa do soluto =
25000mg.

2. https://sites.google.com/site/kbjr12/concentracao-comum
12. Título
É a relação entre a massa do soluto e a massa da solução. É uma grandeza adimensional.
Massa da solução = massa do soluto + massa do solvente
Assim, considerando 20g de H2SO4 dissolvidos em 80g de água, o título da solução será:
13. Porcentagem em massa
Quando multiplicamos o título por 100, obtemos a porcentagem em massa:
p = % em massa = título x 100
Desse modo, a porcentagem em massa do H2SO4 na solução considerada seria: % em massa
do
Assim, entendemos que, a cada 100g de solução, 20g são de H2SO4.
O título ou título em massa é comumente usado para indicar a porcentagem em massa de soluto.
Título
É o quociente de massa do soluto pela massa total da solução
( ).
(34.2)

3. (34.3)
sendo o título uma grandeza adimensional.
Porcentagem em Massa
É o quociente da massa do soluto (multiplicado por ) pela massa total da
solução ( ).
(34.4)
onde a relação entre porcentagem em massa e título é
(34.5)
Concentração Comum
É o quociente da massa do soluto ( ), pelo volume da solução (
).
(34.6)
onde a relação entre a concentração comum, título e densidade da solução é
(34.7)
Onde:

4. Molaridade
Concentração em ou Molaridade é o quociente do número de
mols do soluto pelo volume da solução (em ). Sendo:
(34.8)
(34.9)
http://www.mundofisico.joinville.udesc.br/PreVestibular/2005-1/mod1/node37.html
A densidade é uma propriedade específica de cada material que serve para identificar
uma substância. Essa grandeza pode ser enunciada da seguinte forma:

5. Matematicamente, a expressão usada para calcular a densidade é dada por:
A unidade de densidade no SI é o quilograma por metro cúbico (kg/m3), embora as
unidades mais utilizadas sejam o grama por centímetro cúbico (g/cm3) ou o grama por
mililitro (g/mL). Para gases, costuma ser expressa em gramas por litro (g/L).
Molaridade ou Concentração molar
Indica a relação entre o número de mols do soluto e o volume da solução, em litros.
Unidade: mol/l ou molar.
Observação – Relação entre a molaridade e a concentração comum:
Aplicação
(Unitau-SP) Para matar baratas, precisamos fazer uma solução aquosa a 30% de ácido bórico (d =

6. 3
1,34g/cm ), concentração molar de:
(Dados: H = 1; B = 10,8; O = 16)
a) 6,5M
b) 6,0M
c) 5,5M
d) 5,0M
e) 4,5M
Solução:
3
d= 1,34g/cm T = 30%
Normalmente, no aspecto quantitativo das soluções, para se calcular a relação entre a
massa do soluto e a massa da solução, utiliza-se a grandeza denominada “Título” ou
“Porcentagem em massa”.
Porém, existem alguns casos em que a massa do soluto presente na solução é tão
pequena, que praticamente a massa do solvente é igual à massa da solução. Nesses
casos, não se pode usar como referencial uma porcentagem, ou seja, analisar quantos
gramas de soluto há em 100 unidades da solução. Assim, é preciso usar como referencial
partes maiores da solução, como 1000 000 ou 106, isto é, partes por milhão (ppm).
O cálculo matemático em ppm é feito com a seguinte fórmula:

7. 1 ppm = 1 parte de soluto___
106 partes de solução
Existem casos em que a solução está tão diluída que é necessário usar partes por bilhão
(ppb) ou até partes por trilhão (ppt). Suas fórmulas são, respectivamente:
1 ppb = 1 parte de soluto___
109 partes de solução
1 ppt = 1 parte de soluto_____
1012 partes de solução
Se a solução for sólida ou líquida, a concentração em ppm é dada em massa; já se for no
estado gasoso, ela será fornecida em volume.
Desse modo, se dissermos que a quantidade máxima permitida de chumbo, nas águas de
abastecimento público, deve ser de 0,015 ppm, isso significa que são 0,015 g ou 15 mg de
chumbo em 1 milhão de gramas da solução, ou seja, da água.
Outro exemplo importante de utilização da concentração em ppm, foi a resolução de 2002,
do Conselho Nacional do Meio Ambiente (Conama), que estabelecia que a quantidade
máxima aceitável de enxofre no óleo diesel deveria ser de 50 partes por milhão (ppm), ou
seja, 50 partes de enxofre para 1 000 000 de partes do óleo diesel. Sendo que,
atualmente, o óleo recebido pelas regiões metropolitanas contém 500 ppm; e, nas áreas
rurais do país, esse teor pode chegar a 2 000 ppm.
Assim como visto em diluição das soluções, a misturas de soluções está bastante
presente no nosso cotidiano. Misturamos café com leite no café da manhã;
misturamos suco de limão com cachaça para fazemos uma caipirinha. É também
comum num laboratório ocorrer misturas (mais até que diluições).
As misturas podem ser feitas com soluções de mesmo ou de diferentes solutos
(nesse último caso, poderá ocorrer reação ou não entre os solutos). São
exatamente esses casos que veremos. Em todos os casos consideremos que o
solvente é o mesmo.
Misturas de soluções de mesmo soluto

8. Quando misturamos soluções de mesmo soluto, obtemos uma nova solução de
concentração intermediária às das soluções misturadas. Nesse caso, a massa total
de soluto da solução final será a soma das massas dos solutos das soluções
iniciais. Da mesma forma, o volume final será a soma dos volumes das soluções
iniciais. Consequentemente temos:
C = C’V’ + C”V”
V’ + V"
Misturas de soluções de solutos diferentes
Esse é um tipo de mistura bastante complicada. Se os solutos não reagem, não
podemos somar as quantidades de matéria. Devemos nesse caso considerar cada
soluto separadamente na solução. Essa mistura é comum quando misturamos
base com base, ácido com ácido.
Já se houver reação química, e não uma simples mistura, os problemas serão
resolvidos com a ajuda da estequiometria. Porém, pode ocorrer duas situações:
1ª: os dois solutos estão em quantidades exatas para reagir (proporções
estequiométricas). Reagem totalmente;
2ª: os dois solutos estão em quantidades diferentes para reagir. Nesse caso,
haverá sobra de um deles.
Essas misturas são comuns de ácidos com bases, sais e ácidos, bases e sais.
Mistura de soluções no vestibular
(UEL – PR) Misturam-se 200 ml de solução de hidróxido de potássio de
concentração 5,0g/L com 300 ml de solução de mesma base com concentração
4,0g/L. A concentração final em g/L é:
a) 0,5
b) 1,1
c) 2,2
d) 3,3
e) 4,4
GABARITO: LETRA “E”
C = C’V’ + C”V” = 0,2.5,0 + 0,3.4 = 2,2 = 4,4
V’ + V” 0,2 + 0,3 0,5

9. (UFRJ) Misturando-se 100 ml de solução aquosa 0,1 molar de KCl, com 100 ml de
solução aquosa 0,1 molar de MgCl2, as concentrações dos íons K+, Mg2+ e Cl- na
solução resultante serão, respectivamente:
a) 0,05 M, 0,05 M e 0,1 M
b) 0,04 M, 0,04 M e 0,12 M
c) 0,05 M, 0,05 M e 0,2 M
d) 0,1 M, 0,15 M e 0,2 M
e) 0,05 M, 0,05M e 0,15M
GABARITO: LETRA “E”
Como não haverá reação, pois esses sais não reagem, devemos calcular as
concentrações em separado. Repare que V” é igual a 0,2 (0,1 de KCl + 0,1 de
MgCl2) Dessa forma temos:
KCl:
C’V’ = C”V” = 0,1.0,1 = C”0,2 = C” = 0,05 mol/L de KCl
KCl ↔ K+ + Cl-
0,05 0,05 0,05
MgCl2:
C’V’ = C”V” = 0,1.0,1 = C”0,2 = C” = 0,05 mol/L de MgCl2
MgCl2 ↔ Mg2+ + 2Cl-
0,05 0,05 0,1
Vemos que a concentração de Cl- será 0,05 + 0,1 = 0,15
(UFMG) Juntam-se 300 ml de HCl 0,4 M e 200 ml de NaOH 0,8 M. Quais serão as
concentrações finais do:
a) ácido; b) base; c) do sal formado
Esse item requer cuidados. Portanto dividiremos a resolução em etapas
I – Calculamos as quantidades, em mols, doa solutos iniciais
HCl: n = ɱ.V = 0,4.0,3 = 0,12 mol
NaOH: n = ɱ.V = 0,8.0,2 = 0,16 mol
II – Escrevemos a reação e verificamos se há excesso ou não de um dos
reagentes
HCl + NaOH → NaCl + H2O
Início 0,12 0,16 0 0

10. Reagem 0,12 0,12 0,12 0,12
Resto 0 0,04 0,12 0,12
III – Após a análise da reação, calculamos a concentrações pedidas. Lembre-se: o
volume agora é a soma dos volumes do ácido com a base, ou seja, 0,3+ 0,2 = 0,5L
a) HCl: zero
b) NaOH: M = n = 0,04 = 0,08 mol/L
V 0,5
c) NaCl: M = n = 0,12 = 0,24 mol/L
V 0,5
(UFRN) 150 ml de ácido clorídrico (HCl) de molaridade desconhecida são
misturados a 350 ml do mesmo ácido a 2 M, dando uma solução de 2,9 M. Qual a
molaridade do ácido inicial?
a) 3,0
b) 4,0
c) 5,0
d) 2,37
GABARITO: LETRA “C”
C = C’V’ + C”V” = 2,9 = C’.150 + 2.350 = C’ = 5 mol/L
V’ + V” 150 + 350
Reações exotérmicas e endotérmicas
As reações que liberam calor para o ambiente externo são denominadas reações
exotérmicas. Já as reações que absorvem calor do meio externo são as reações
endotérmicas.
A cocção de alimentos. Um alimento que está sendo cozido sobre o fogo está passando
por uma reação endotérmica.
A reação de combustão que perde calor para o ambiente externo, é um exemplo de reação
exotérmica.
Os elétrons estão distribuídos em camadas ao redor do núcleo. Admite-se a existência de
7 camadas eletrônicas, designados pelas letras maiúsculas:
K,L,M,N,O,P e Q. À medida que as camadas se afastam do núcleo, aumenta a energia dos
elétrons nelas localizados.
As camadas da eletrosfera representam os níveis de energia da eletrosfera. Assim, as

11. camadas K,L,M,N,O, P e Q constituem os 1º, 2º, 3º, 4º, 5º, 6º e 7º níveis de energia,
respectivamente.
Por meio de métodos experimentais, os químicos concluíram que o número máximo de
elétrons que cabe em cada camada ou nível de energia é:
Nível de energia Camada Número máximo de elétrons
1º K 2
2º L 8
3º M 18
4º N 32
5º O 32
6º P 18
7º Q 2 (alguns autores admitem até 8)
Em cada camada ou nível de energia, os elétrons se distribuem em subcamadas ou
subníveis de energia, representados pelas letras s,p,d,f, em ordem crescente de energia.
O número máximo de elétrons que cabe em cada subcamada, ou subnivel de energia,
também foi determinado experimentalmente:
energia crescente
---------------------------------->
Subnível s p d f
Número máximo de elétrons 2 6 10 14
O número de subníveis que constituem cada nível de energia depende do número máximo
de elétrons que cabe em cada nível. Assim, como no 1ºnível cabem no máximo 2 elétrons,
esse nível apresenta apenas um subnível s, no qual cabem os 2 elétrons. O subnível s do
1º nível de energia é representado por 1s.
Como no 2º nível cabem no máximo 8 elétrons, o 2º nível é constituído de um subnível s,
no qual cabem no máximo 2 elétrons, e um subnível p, no qual cabem no máximo 6
elétrons. Desse modo, o 2º nível é formado de dois subníveis, representados por 2s e 2p,
e assim por diante.

12. Resumindo:
Nível Camada Nº máximo de elétrons Subníveis conhecidos
1º K 2 1s
2º L 8 2s e 2p
3º M 18 3s, 3p e 3d
4º N 32 4s, 4p, 4d e 4f
5º O 32 5s, 5p, 5d e 5f
6º P 18 6s, 6p e 6d
7º Q 2 (alguns autores admitem até 8) 7s 7p
Linus Carl Pauling (1901-1994), químico americano, elaborou um dispositivo prático que
permite colocar todos os subníveis de energia conhecidos em ordem crescente de energia.
É o processo das diagonais, denominado diagrama de Pauling, representado a seguir. A
ordem crescente de energia dos subníveis é a ordem na sequência das diagonais.

13. Acompanhe os exemplos de distribuição eletrônica:
1 - Distribuir os elétrons do átomo normal de manganês (Z=25) em ordem de camada.
Solução:
Se Z=25 isto significa que no átomo normal de manganês há 25 elétrons. Aplicando o
diagrama de Pauling, teremos:
K - 1s2
L - 2s2 2p6
M - 3s2 3p6 3d5
N - 4s2 4p 4d 4f
O - 5s 5p 5d 5f
P - 6s 6p 6d
Q - 7s 7p

14. Resposta: K=2; L=8; M=13; N=2
2 - Distribuir os elétrons do átomo normal de xenônio (Z=54) em ordem de camada.
Solução:
K - 1s2
L - 2s2 2p6
M- 3s2 3p6 3d10
N- 4s2 4p6 4d10 4f
O- 5s2 5p6 5d 5f
P- 6s 6p 6d
Q- 7s 7p
Resposta: K=2; L=8; M=18; N=18; O=8
Há alguns elementos químicos cuja distribuição eletrônica não “bate” com o diagrama de
Pauling.
Lei de hess
Ou seja, o ΔH depende somente dos valores das entalpias dos reagentes e dos produtos,
conforme a expressão:
ΔH = ΔHreagentes + ΔHprodutos
Por exemplo, consideremos a reação em que 1 mol de água (H2O) é transformado em
água no estado gasoso. Essa reação é realizada duas vezes; porém, optou-se por
caminhos diferentes:
(1º) Foi realizada em uma única etapa:
H2O(l) → H2O(v) ΔH= +44 kJ

15. (2º) Foi realizada em duas etapas:
1ª etapa: H2O(l) → H2(g) + ½ O2 (g) ΔH= +286 kJ
2ª etapa: H2(g) + ½ O2 (g) → H2O(v) ΔH= -242 kJ
H2O(l) → H2O(v) ΔH= +44 kJ
Observe que independentemente de ter-se realizado uma ou duas etapas, a variação da
entalpia (ΔH) é sempre igual a 44 kJ. Isso ocorre por que o ΔH é a soma algébrica dos
valores de ΔH das etapas que compõem o processo, ou seja, dos processos
intermediários:
ΔH = ΔH1 + ΔH2 + ΔH3 + ...
Por exemplo, no segundo caso, o ΔH total da reação foi a soma do ΔH da primeira etapa
(ΔH= +286 kJ) com o da segunda (ΔH= -242 kJ). Assim, obtivemos o mesmo valor da
reação com uma única etapa:
ΔH = (+286 + (-242)) kJ
ΔH = (+286 -242) kJ
ΔH = +44 kJ
Portanto, apenas nos interessam os valores inicial e final. Nesse caso, o estado inicial
corresponde a H2O(l) e o final a H2O(v).

16. Essa lei se tornou muito importante na Termoquímica, porque determinadas reações
químicas não podem ter seu ΔH determinado experimentalmente. Entretanto, de acordo
com a Lei de Hess a entalpia desse tipo de reação pode ser calculada por meio das
entalpias de outras reações (reações intermediárias).