1) O documento introduz os conceitos básicos da química, incluindo a importância do estudo da química e uma breve história da química, desde os primeiros experimentos no Egito Antigo até o desenvolvimento da química como ciência moderna. 2) A breve história da química descreve os principais pensadores e suas contribuições, como Empédocles e sua teoria dos quatro elementos, e como a química evoluiu da alquimia para se tornar uma ciência experimental no século XVII.

1. Introdução à Química
 QUÍMICA PARA QUE?
É importante estudar química para dá
uma percepção do mundo no estudo das
ciências; Possibilita o cidadão adquirir,
ampliar e amadurecer, até um certo nível
compatível, os elementos essenciais dessas
áreas de conhecimento, permitindo-lhes uma
visão racional e crítica do mundo em que
vivem.

2. Introdução à Química
 BREVE HISTÓRIA DA QUÍMICA
 6000 a.c, o homem já dominava o fogo,
percebiam que, misturando um ou dois
materias, formavam um novo material com
características muito diferentes dos materiais
anteriores.
4000 a.c, alguns materiais, como vidros,
cerâmicas,
tintas,
sabão,
perfumes,
medicamentos começaram a ser produzidos e,
por volta de 3000 a.c, aprendeu a extrair e
produzir alguns metais

3. Introdução à Química
 BREVE HISTÓRIA DA QUÍMICA
 Século V, começaram a se preocupar com a
constituição da matéria com especulações
filosóficas de pensadores.
 Empédocles – toda matéria era formada por
quatro elementos: água, terra, fogo e ar.
 Leucipo e Demócrito – elaboraram a
filosofia atômica – átomo.

4. Introdução à Química
 BREVE HISTÓRIA DA QUÍMICA
 Aristóteles – aprimorou a idéia dos quatros
elementos, associando a cada um deles duas
“qualidades” opostas: frio ou quente, seco ou
úmido.
 Esses homens praticava a Alquimia, uma
mistura de magia e arte, com a qual se buscava
obter transformações. Dentre elas, os
alquimistas
procuravam
principalmente
descobrir o “elixir da longa vida” e a “pedra
filosofal”.

5. Introdução à Química
 BREVE HISTÓRIA DA QUÍMICA
 Química do Renascimento
 Surge no século XV, com características
importantes: o racionalismo ( nada existe sem
explicação racional) e o experimentalismo.
 As preocupações com a saúde e com a
duração da vida levaram ao desenvolvimento do
um ramo da Alquimia conhecido por
iatroquímica (ramo da Alquimia que se
preocupa com os aspectos médicos das
investigações).

6. Introdução à Química
 BREVE HISTÓRIA DA QUÍMICA
 Química do Renascimento
 A Alquimia não atingiu seus objetivos, mas
colaborou
para
o
conhecimento
das
propriedades de algumas substâncias.
 A Química começou a existir como ciências
somente no século XVII, época em que o inglês
Robert Boyle publicou o livro O químico cético.

7. Introdução à Química
 BREVE HISTÓRIA DA QUÍMICA
 Surgimento da Ciência Química
 Em 1661, Robert Boyle fundamenta a
Química como ciências.
 Época que introduziu o “método científico”.
 Embora Robert seja considerador o fundador
da Química, de fato o “pai da Química” é
Lavoisier, pois foi a partir das contribuições
desse cientista francês que a Química se
desenvolveu de forma rápida e com
características de verdadeira ciência.

8. Introdução à Química
 BREVE HISTÓRIA DA QUÍMICA
 Surgimento da Ciência Química
 A Química desenvolve-se principalmente sob
forma de pesquisa, com várias finalidades,
como explicação de fenômenos naturais e a
resolução de problemas práticos.
Qualquer que seja a finalidade da pesquisa
química, ela está baseada na experimentação, na
observação e na interpretação dos resultados.

9. Introdução à Química
 A QUÍMICA NO COTIDIANO – Importância
 A Química contribui muito para o conforto da
humanidade, mas, se for usada de forma negligente,
descuidada, pode prejudicar a vida, pois, além de
poluir o ambiente, provoca doenças e causa a morte de
muitos seres vivos.
 O mundo moderno necessita cada vez mais da
tecnologia química, que é utilizada nos mais variados
setores da Ciências e da indústria, como na produção
de alimentos, na produtividade das plantas, no combate
as pragas, na nossa casa, na medicina, no
funcionamento do corpo e no que ingerimos.

10. O Que é Química?
Química é uma Ciência
Experimental que estuda
a estrutura, composição
e a transformação da
matéria.
A Química estuda tudo que está ao nosso
redor, incluindo nós mesmo, por
intermédio
da
compreensão
dos
materiais (do que e como são
constituídos) e das transformações que
eles podem sofrer.

11. O Método Científico
OBSERVAÇÕES
EXPERIÊNCIAS
LEIS
EXPERIMENTAIS
HIPÓTESES
TEORIAS &
MODELOS
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.
O método científico inclui uma
série de acontecimento numa
determinada seqüência.
Observação (fato, dado)reflexão ou raciocínio
(hipótese)experimentaçãogeneralização
(lei)teorização (teoria ou modelo).

12. A MATÉRIA
É tudo que possui massa e ocupa lugar
no espaço.
 Corpo – porção limitada da matéria.
 Objeto – porção da matéria, quando são
usadas para algum propósito.
EX: A madeira é matéria.
Um pedaço de matéria é um corpo.
Uma cadeira de madeira é um objeto.

13. ENERGIA
É tudo aquilo que pode modificar a
matéria, provocar ou anular movimentos e,
ainda, causar sensações.
EX: Uma vela acesa. (energia calorífica e
energia luminosa).
Na subida de um foguete. (energia
química, energia calorífica e energia cinética)
Matéria e energia não podem ser criadas nem
destruídas, podem somente ser transformadas.

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

15. ESTRUTURA DA MATÉRIA
Eletrosfera  Elétrons
Prótons
Núcleo
Nêutrons

16. CARACTERÍSTICAS DAS
PARTÍCULAS ATÔMICAS
 PRÓTONS – partículas dotadas de cargas
elétricas positiva +1 e massa 1 (valores dados
arbitrariamente).
 NÊUTRONS – são partículas com
aproximadamente, a mesma massa do próton sem
carga elétrica.
 ELÉTRONS – partículas que apresentam carga
elétrica negativa –1 (igual e contraria à do próton)
e massa 1840 vezes menor do que a do próton, o
que dá um valor desprezível.

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

18. PROPRIEDADES GERAIS
 Extensão
Massa
 Volume
 Inércia
 impenetrabilidade
 Dureza
 Indestrubilidade (divisibilidade)
 Porosidade
 Compressibilidade
As
proprieda des gerais
são comuns
a todos os
materiais.

19. 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 .

20. PROPRIEDADES ESPECÍFICAS
As propriedades específicas caracterizam cada
tipo de substância . Se Classificam em:
Organolépticas, Químicas e Físicas. As
Físicas
propriedades Físicas mais importantes são:
 Ponto de Fusão / Solidificação
 Ponto de Ebulição / Liquefação
 Densidade ou Massa Específica
 Coeficiente de Solubilidade
 Calor específicio, Dureza,
Ductibilidade, Maleabilidade e Forma

21. PROPRIEDADES DA MATÉRIA
São propriedades que permitem a identificação
das substâncias e se classificam em Gerais,
Funcionais e Específicas.

GERAIS – são aquelas comuns a todas as
substâncias.
1. Extensão – corresponde ao fato da matéria ocupar
espaço.
2.
Divisibilidade – corresponde ao fato da matéria
poder ser dividida em partes menores.

22. PROPRIEDADES DA MATÉRIA
3. Impenetrabilidade – é o fato de dois corpos não
poderem ocupar, ao mesmo tempo, o mesmo lugar
no espaço.
4. Massa – propriedade que possuem os corpos de
apresentarem massa.
5. Compressibilidade – propriedade que possuem os
corpos de poderem diminuir de volume sob a ação
de forças externas.
6. Elasticidade – propriedade que possuem os corpos
de tomarem a forma e o volume primitivos, tão logo
cesse a causa que os deformou.

23. PROPRIEDADES DA MATÉRIA
 FUNCIONAIS – são aquelas comuns a um grupo
de substâncias.
 ESPECÍFICAS – são propriedades peculiares a
cada substância. Elas se classificam em três tipos:
organolépticas, químicas e físicas.
 Organolépticas – são aquelas que impressionam
nossos sentidos.
 Químicas – são propriedades que dependem dos
fenômenos químicos.

Físicas – são aquelas
quimicamente as substâncias.
que
não
alteram

24. PROPRIEDADES DA MATÉRIA
As propriedades FÍSICAS mais importantes são:
 Ponto de fusão
 Ponto de ebulição
 Coeficiente de solubilidade
 Densidade
 Dureza
 Tenacidade
 Rigidez
 Calor específico.
ESTADO FÍSICO DA MATÉRIA

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. 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.

28. 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
a 0°C
1L de água
a 0°C
1L de água
a 0°C
Insaturada
Saturada
Saturada com
corpo de fundo

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

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

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

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

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

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

35. 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.
Substância e Mistura

36. Átomos & Moléculas
H
+
H
H H
H
H
+
H
+
Átomos
O
H
O
Moléculas

37. Sistemas Materiais
Substância Pura
Simples
Composta
Mistura
Homogênea
Heterogênea

38. Sistema Homogêneo e
Sistema Heterogêneo
Sistema é uma porção limitada do Universo,
considerada um todo para efeito de estudo.
Sistema Homogêneo – é aquele que apresenta as
mesmas propriedades em qualquer parte de sua
extensão examinada.
Sistema Heterogêneo – é aquele que não apresenta as
mesmas propriedades em qualquer parte de sua
extensão examinada.

39. FASE
É cada aspecto distinto de uma mistura que
podemos observar. Logo, as misturas homogêneas são
monofásicas e as misturas heterogêneas são polifásicas.
EX:
AR
HOMOGÊNEA
solução
ÁGUA + AREIA
HETEROGÊNEA

40. Substâncias Puras
São formadas por moléculas quimicamente
iguais entre si e podem ser representadas
graficamente através de uma fórmula. Ou, é todo
material que se caracteriza por apresentar densidade,
temperatura de fusão e ebulição e outras propriedades
constantes.
As substâncias puras podem ser Simples ou
Compostas:
SIMPLES
COMPOSTA

41. MISTURAS
É reunião de duas ou mais substâncias puras que
não reagem entre si.
As misturas se classificam em homogêneas e
heterogêneas. AR
ÁGUA + AREIA
HOMOGÊNEA
solução
HETEROGÊNEA

42. SINOPSE DA CLASSIFICAÇÃO DOS SISTEMAS
CLASSIFICAÇÃO
DA MATÉRIA
SISTEMAS
HOMOGÊNEOS
SUBSTÂNCIAS
PURAS
SIMPLES
MISTURAS DE
UMA FASE
COMPOSTA
SISTEMAS
HETEROGÊNEOS
MISTURAS DE
MAIS DE UMA
FASE
SUBSTÂNCIAS
EM MUDANÇA
DE ESTADO
GRÁFICO DAS MUDANÇAS DE
ESTADO DAS SUBSTÂNCIAS E
DAS MISTURAS

43. Comportamento Gráfico de uma
Substância Pura
T°C
Aquecimento
G
LeG
100
L
SeL
0
- 20
S
tempo

44. Comportamento Gráfico de uma
Substância Pura
Resfriamento
T°C
G
100
LeG
L
SeL
0
- 20
tempo
S

45. Comportamento Gráfico de uma
Mistura
Aquecimento
Resfriamento

46. Curvas de Misturas Eutéticas
PF
PS
Aquecimento
Resfriamento

47. Curvas de Misturas Azeotrópicas
PE
PL
Aquecimento
Resfriamento
RESUMO: SUBSTÂNCIA PURA E MISTURA

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

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

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

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

52. 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

53. VARIEDADE ALOTRÓPICA
Alotropia – é o fenômeno pelo qual o mesmo
elemento químico pode formar duas ou mais substâncias
puras simples diferentes.
 Variação na arrumação dos átomos
C(grafite)
estrutura amorfa
C(diamante)
estrutura cristalina
 Variação na atomicidade
O2 (Oxigênio)
O3 (Ozônio)

54. FENÔMENOS / TRANSFORMAÇÕES
É tudo aquilo que ocorre no tempo e no espaço, ou
ainda, é toda midificação experimentada pela matéria.
Podem ser de dois tipos básicos: Químico e Físico
FENÔMENO QUÍMICO
Combustão do álcool etílico
H3C- CH2- OH + 3O2 → 2CO2 + 3H2O
Reagentes
Produtos
 O Fenômeno Químico transforma
a natureza íntima da matéria. São
em geral irreversível.

55. FENÔMENO FÍSICO
Estados físicos da matéria
SUBLIMAÇÃO
FUSÃO
SOLIDIFICAÇÃO
VAPORIZAÇÃO
CONDENSAÇÃO
SÓLIDO
LÍQUIDO
GASOSO
 O Fenômeno Físico não altera a natureza da
matéria. São em geral transitório e reversível.

56. 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.

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

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

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

60. 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
ÁNALISE IMEDIATA

61. 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

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

63. 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.

64. 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.

65. 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.

66. 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.

67. 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.

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

69. 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.

70. 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
T1
B
A
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

71. 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
A alternativa que indica cada frasco com
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.

72. 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:
I
II
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.
III
e) As duas bolas apresentam densidade menores
que 0,7g/cm3.

73. 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 ?

74. 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.

75. 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
°C
CS da sacarose
(g/ 100g de água)
0°
180
30°
220

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

77. 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.

78. 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