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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.
Introdução à QuímicaIntrodução à Química
 QUÍMICA PARA QUE?
Introdução à QuímicaIntrodução 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
Introdução à QuímicaIntrodução 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.
Introdução à QuímicaIntrodução 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”.
Introdução à QuímicaIntrodução 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).
Introdução à QuímicaIntrodução 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.
Introdução à QuímicaIntrodução 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.
Introdução à QuímicaIntrodução 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.
Introdução à QuímicaIntrodução 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.
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.
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.
Observação (fato, dado)reflexão ou raciocínio
(hipótese)experimentaçãogeneralização
(lei)teorização (teoria ou modelo).
O método científico inclui uma
série de acontecimento numa
determinada seqüência.
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.
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.
ESTRUTURA DA MATÉRIA
A matéria é formada por moléculas, que
por sua vez são formadas por partículas
minúsculas chamadas de átomos.
ESTRUTURA DA MATÉRIA
Núcleo
Eletrosfera  Elétrons Prótons
Nêutrons
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.
PROPRIEDADES DA MATÉRIA
 PROPRIEDADES GERAIS
 PROPRIEDADES FUNCIONAIS
 PROPRIEDADES ESPECÍFICAS:
PROPRIEDADES GERAIS
 Extensão
Massa
 Volume
 Inércia
 impenetrabilidade
 Dureza
 Indestrubilidade (divisibilidade)
 Porosidade
 Compressibilidade
As
proprieda -
des 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
 Calor específicio, Dureza,
Ductibilidade, Maleabilidade e Forma
As propriedades específicas caracterizam cada
tipo de substância . Se Classificam em:
Organolépticas, Químicas e FísicasOrganolépticas, Químicas e Físicas. As
propriedades Físicas mais importantes são:
PROPRIEDADES DA MATÉRIA
São propriedades que permitem a identificação
das substâncias e se classificam em Gerais,
Funcionais e Específicas.
 GERAISGERAIS – 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.
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.
PROPRIEDADES DA MATÉRIA
 FUNCIONAISFUNCIONAIS – são aquelas comuns a um grupo
de substâncias.
 ESPECÍFICASESPECÍFICAS – 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 que não alteram
quimicamente as substâncias.
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
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
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
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.
Substância e Mistura
Átomos & Moléculas
H + H H H
H H
H + H + O O
Átomos Moléculas
Simples Composta
Substância Pura
Homogênea Heterogênea
Mistura
Sistemas Materiais
Sistema Homogêneo e
Sistema Heterogêneo
SistemaSistema 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.
HETEROGÊNEAHOMOGÊNEA
solução
ÁGUA + AREIAAR
É cada aspecto distinto de uma mistura que
podemos observar. Logo, as misturas homogêneas são
monofásicas e as misturas heterogêneas são polifásicas.
EX:
FASEFASE
Substâncias Puras
SIMPLES COMPOSTA
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:
MISTURAS
HETEROGÊNEAHOMOGÊNEA
solução
ÁGUA + AREIAAR
É reunião de duas ou mais substâncias puras que
não reagem entre si.
As misturas se classificam em homogêneas e
heterogêneas.
CLASSIFICAÇÃO
DA MATÉRIA
SISTEMAS
HOMOGÊNEOS
SISTEMAS
HETEROGÊNEOS
SUBSTÂNCIAS
PURAS
MISTURAS DE
UMA FASE
MISTURAS DE
MAIS DE UMA
FASE
SUBSTÂNCIAS
EM MUDANÇA
DE ESTADO
SIMPLES COMPOSTA
SINOPSE DA CLASSIFICAÇÃO DOS SISTEMAS
GRÁFICO DAS MUDANÇAS DE
ESTADO DAS SUBSTÂNCIAS E
DAS MISTURAS
Comportamento Gráfico de uma
Substância Pura
S
L
L e G
G
T°C
100
0
- 20
tempo
S e L
AquecimentoAquecimento
Comportamento Gráfico de uma
Substância Pura
S
L
L e G
G
T°C
100
0
- 20
tempo
S e L
ResfriamentoResfriamento
Comportamento Gráfico de uma
Mistura
Aquecimento Resfriamento
Curvas de Misturas Eutéticas
Resfriamento
PS
Aquecimento
PF
Curvas de Misturas Azeotrópicas
Aquecimento
PE
Resfriamento
PL
RESUMO: SUBSTÂNCIA PURA E MISTURA
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
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
OUTROS CONCEITOS
 ATOMICIDADE
 VARIEDADE ALOTRÓPICA
 FENÔMENOS (Transformações):
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
que compõem uma substância
VARIEDADE ALOTRÓPICA
C(grafite) C(diamante)
estrutura amorfa estrutura cristalina
 Variação na arrumação dos átomos
 Variação na atomicidade
O2 (Oxigênio) O3 (Ozônio)
AlotropiaAlotropia – é o fenômeno pelo qual o mesmo
elemento químico pode formar duas ou mais substâncias
puras simples diferentes.
FENÔMENOS / TRANSFORMAÇÕES
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.
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 QUÍMICOFENÔMENO QUÍMICO
FENÔMENO FÍSICO
SÓLIDO LÍQUIDO
GASOSO
SUBLIMAÇÃO
FUSÃO
CONDENSAÇÃO
VAPORIZAÇÃO
SOLIDIFICAÇÃO
Estados físicos da matéria
 O Fenômeno Físico não altera a natureza da
matéria. São em geral transitório e reversível.
 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
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
Sistemas Líquido/gás:
 Aquecimento
 Despressurização
Sistemas gás/gás:
Liquefação Fracionada
ÁNALISE IMEDIATA
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
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
MATERIAIS DE LABORATÓRIO
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.
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
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
?
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:
CSdoKNO3
(g/100gdeágua)
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:

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  • 1. 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. Introdução à QuímicaIntrodução à Química  QUÍMICA PARA QUE?
  • 2. Introdução à QuímicaIntrodução 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 QuímicaIntrodução 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 QuímicaIntrodução 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 QuímicaIntrodução 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 QuímicaIntrodução 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 QuímicaIntrodução 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 QuímicaIntrodução 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 QuímicaIntrodução 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 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. Observação (fato, dado)reflexão ou raciocínio (hipótese)experimentaçãogeneralização (lei)teorização (teoria ou modelo). O método científico inclui uma série de acontecimento numa determinada seqüência.
  • 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 Núcleo Eletrosfera  Elétrons Prótons 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  Ponto de Fusão / Solidificação  Ponto de Ebulição / Liquefação  Densidade ou Massa Específica  Coeficiente de Solubilidade  Calor específicio, Dureza, Ductibilidade, Maleabilidade e Forma As propriedades específicas caracterizam cada tipo de substância . Se Classificam em: Organolépticas, Químicas e FísicasOrganolépticas, Químicas e Físicas. As propriedades Físicas mais importantes são:
  • 21. PROPRIEDADES DA MATÉRIA São propriedades que permitem a identificação das substâncias e se classificam em Gerais, Funcionais e Específicas.  GERAISGERAIS – 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  FUNCIONAISFUNCIONAIS – são aquelas comuns a um grupo de substâncias.  ESPECÍFICASESPECÍFICAS – 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 que não alteram quimicamente as substâncias.
  • 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. 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
  • 29. 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.
  • 30. CURVAS DE SOLUBILIDADE CS (g/100g de água) Comportamento normal Comportamento anormal CS1 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 T V1 >T V2 > T ⇒ > V ⇒ < densidade
  • 33. > P ⇒ < V ⇒ > densidade Influência da Pressão P >P
  • 34. A DENSIDADE é maior quanto maior o estado de agregação da matéria Influência do Estado Físico da Substância sólido > líquido > gasoso Aumento do volume
  • 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 + H + O O Átomos Moléculas
  • 37. Simples Composta Substância Pura Homogênea Heterogênea Mistura Sistemas Materiais
  • 38. Sistema Homogêneo e Sistema Heterogêneo SistemaSistema 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. HETEROGÊNEAHOMOGÊNEA solução ÁGUA + AREIAAR É cada aspecto distinto de uma mistura que podemos observar. Logo, as misturas homogêneas são monofásicas e as misturas heterogêneas são polifásicas. EX: FASEFASE
  • 40. Substâncias Puras SIMPLES COMPOSTA 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:
  • 41. MISTURAS HETEROGÊNEAHOMOGÊNEA solução ÁGUA + AREIAAR É reunião de duas ou mais substâncias puras que não reagem entre si. As misturas se classificam em homogêneas e heterogêneas.
  • 42. CLASSIFICAÇÃO DA MATÉRIA SISTEMAS HOMOGÊNEOS SISTEMAS HETEROGÊNEOS SUBSTÂNCIAS PURAS MISTURAS DE UMA FASE MISTURAS DE MAIS DE UMA FASE SUBSTÂNCIAS EM MUDANÇA DE ESTADO SIMPLES COMPOSTA SINOPSE DA CLASSIFICAÇÃO DOS SISTEMAS GRÁFICO DAS MUDANÇAS DE ESTADO DAS SUBSTÂNCIAS E DAS MISTURAS
  • 43. Comportamento Gráfico de uma Substância Pura S L L e G G T°C 100 0 - 20 tempo S e L AquecimentoAquecimento
  • 44. Comportamento Gráfico de uma Substância Pura S L L e G G T°C 100 0 - 20 tempo S e L ResfriamentoResfriamento
  • 45. Comportamento Gráfico de uma Mistura Aquecimento Resfriamento
  • 46. Curvas de Misturas Eutéticas Resfriamento PS Aquecimento PF
  • 47. Curvas de Misturas Azeotrópicas Aquecimento PE Resfriamento PL RESUMO: SUBSTÂNCIA PURA E MISTURA
  • 48. Influência da Pressão  Quanto maior a pressão maior o Ponto de Ebulição P T >T >P
  • 49. Influência da Altitude  Quanto maior a Altitude menor o Ponto de Ebulição > A ⇒ < P ⇒ < T A ⇒ P ⇒ T
  • 50. 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
  • 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 C(grafite) C(diamante) estrutura amorfa estrutura cristalina  Variação na arrumação dos átomos  Variação na atomicidade O2 (Oxigênio) O3 (Ozônio) AlotropiaAlotropia – é o fenômeno pelo qual o mesmo elemento químico pode formar duas ou mais substâncias puras simples diferentes.
  • 54. FENÔMENOS / TRANSFORMAÇÕES 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. 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 QUÍMICOFENÔMENO QUÍMICO
  • 55. FENÔMENO FÍSICO SÓLIDO LÍQUIDO GASOSO SUBLIMAÇÃO FUSÃO CONDENSAÇÃO VAPORIZAÇÃO SOLIDIFICAÇÃO Estados físicos da matéria  O Fenômeno Físico não altera a natureza da matéria. São em geral transitório e reversível.
  • 56.  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
  • 57.  Misturas Heterogêneas: Sólido/sólido Sólido/líquido Sólido/gás Líquido/líquido  Misturas Homogêneas: sólido/sólido sólido/líquido ANÁLISE IMEDIATA
  • 58. Sistemas Sólido/sólido:  Catação  Peneiração ou Tamisação  Ventilação  Levigação  Separação Magnética  Dissolução Fracionada  Flotação  Fusão Fracionada Separação de Misturas Heterogêneas
  • 59. Sistemas Sólido/líquido:  Filtração  Decantação  Centrifugação  Cristalização Fracionada Sistemas Sólido/gás:  Filtração  Decantação  Câmara de Poeira Separação de Misturas Heterogêneas Sistemas Líquido/líquido:  Decantação
  • 60. 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 ÁNALISE IMEDIATA
  • 61. 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
  • 62. 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 MATERIAIS DE LABORATÓRIO
  • 63. 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
  • 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 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 →
  • 69. 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
  • 70. 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 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.
  • 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 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.
  • 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: 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
  • 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. 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:
  • 76. Para responder às questões 3) e 4) considere o gráfico e as informações apresentadas: CSdoKNO3 (g/100gdeágua) 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:
  • 77. 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:
  • 78. 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: