1. Este documento apresenta informações sobre estequiometria, que é o cálculo das quantidades de reagentes e produtos em reações químicas.
2. São fornecidos exemplos resolvidos de cálculos estequiométricos envolvendo reações químicas com dados como massas molares e quantidades de substâncias.
3. São apresentados também exercícios de fixação sobre cálculos estequiométricos envolvendo diferentes reações químicas.
O documento discute os conceitos de reagente limitante e reagente em excesso em reações químicas. Explica que quando reagentes são misturados em proporções diferentes da estequiométrica, um deles será totalmente consumido e definirá a quantidade máxima de produto, enquanto o outro sobrará. Apresenta também um método para calcular qual reagente é o limitante baseado nas quantidades iniciais.
Este documento discute os conceitos fundamentais de estequiometria, incluindo:
1) O conceito de mol e número de Avogadro e como eles se relacionam com massas atômicas;
2) Como converter entre números de átomos, moles e massas;
3) A função e importância das equações químicas balanceadas para cálculos químicos.
O documento discute os conceitos fundamentais de estequiometria, incluindo equações químicas, leis da conservação da massa e proporções definidas, massa atômica, massa molecular, mol, fórmulas químicas, informações quantitativas de equações balanceadas e reagentes limitantes.
Este documento discute termos químicos e reações químicas. Ele introduz a termoquímica e classifica as reações químicas como exotérmicas ou endotérmicas. Também discute medições de calor, entalpia, complexos ativados, energia de ativação e cálculos de variação de entalpia.
Este documento discute conceitos fundamentais de estequiometria, incluindo: 1) o mol como unidade de quantidade de substância, 2) a lei de Avogadro e o volume molar, 3) cálculos com fórmulas químicas e equações balanceadas, e 4) a noção de reagente limitante.
1. O documento apresenta 26 exercícios de cálculos estequiométricos envolvendo reações químicas. Os exercícios abordam tópicos como produção de metais, reações de combustão, tratamento de efluentes e produção de compostos.
2. São fornecidos dados como massas molares dos reagentes e produtos para auxiliar nos cálculos estequiométricos requeridos em cada questão.
3. Os exercícios pedem para calcular variáveis como massas, volumes, quantidades de substância e razões est
1) O documento discute massa atômica e molecular, com foco em unidades de medida e escolha do carbono-12 como padrão.
2) Vários elementos foram usados como padrões ao longo do tempo, incluindo hidrogênio e oxigênio, até se adotar o carbono-12.
3) A massa atômica leva em conta isótopos e defeitos de massa na formação do núcleo atômico.
O documento discute estequiometria, que é o estudo das relações quantitativas entre substâncias em reações químicas. A estequiometria baseia-se nas leis da conservação da massa e das proporções definidas, significando que a quantidade de cada elemento é a mesma antes, durante e após uma reação. Exemplos demonstram como calcular relações de massa e volume usando coeficientes em equações químicas.
O documento discute os conceitos de reagente limitante e reagente em excesso em reações químicas. Explica que quando reagentes são misturados em proporções diferentes da estequiométrica, um deles será totalmente consumido e definirá a quantidade máxima de produto, enquanto o outro sobrará. Apresenta também um método para calcular qual reagente é o limitante baseado nas quantidades iniciais.
Este documento discute os conceitos fundamentais de estequiometria, incluindo:
1) O conceito de mol e número de Avogadro e como eles se relacionam com massas atômicas;
2) Como converter entre números de átomos, moles e massas;
3) A função e importância das equações químicas balanceadas para cálculos químicos.
O documento discute os conceitos fundamentais de estequiometria, incluindo equações químicas, leis da conservação da massa e proporções definidas, massa atômica, massa molecular, mol, fórmulas químicas, informações quantitativas de equações balanceadas e reagentes limitantes.
Este documento discute termos químicos e reações químicas. Ele introduz a termoquímica e classifica as reações químicas como exotérmicas ou endotérmicas. Também discute medições de calor, entalpia, complexos ativados, energia de ativação e cálculos de variação de entalpia.
Este documento discute conceitos fundamentais de estequiometria, incluindo: 1) o mol como unidade de quantidade de substância, 2) a lei de Avogadro e o volume molar, 3) cálculos com fórmulas químicas e equações balanceadas, e 4) a noção de reagente limitante.
1. O documento apresenta 26 exercícios de cálculos estequiométricos envolvendo reações químicas. Os exercícios abordam tópicos como produção de metais, reações de combustão, tratamento de efluentes e produção de compostos.
2. São fornecidos dados como massas molares dos reagentes e produtos para auxiliar nos cálculos estequiométricos requeridos em cada questão.
3. Os exercícios pedem para calcular variáveis como massas, volumes, quantidades de substância e razões est
1) O documento discute massa atômica e molecular, com foco em unidades de medida e escolha do carbono-12 como padrão.
2) Vários elementos foram usados como padrões ao longo do tempo, incluindo hidrogênio e oxigênio, até se adotar o carbono-12.
3) A massa atômica leva em conta isótopos e defeitos de massa na formação do núcleo atômico.
O documento discute estequiometria, que é o estudo das relações quantitativas entre substâncias em reações químicas. A estequiometria baseia-se nas leis da conservação da massa e das proporções definidas, significando que a quantidade de cada elemento é a mesma antes, durante e após uma reação. Exemplos demonstram como calcular relações de massa e volume usando coeficientes em equações químicas.
1) O documento descreve como os químicos usam a unidade "mol" para quantificar átomos, íons e moléculas. 2) Um mol representa 6,0221x1023 objetos e é usado para converter entre número de objetos e número de mols. 3) A massa molar de um composto é usada para calcular o número de mols a partir da massa da amostra.
As três principais leis ponderais descritas no documento são:
1) Lei de Conservação das Massas de Lavoisier, que estabelece que a soma das massas dos reagentes é igual à soma das massas dos produtos em uma reação química.
2) Lei das Proporções Constantes de Proust, que afirma que a proporção em massa das substâncias que reagem e são produzidas em uma reação é fixa e constante.
3) Foram introduzidas no século XVIII através de estudos meticulosos e experiências cuidados
O documento apresenta informações sobre massa molar, mol, número de Avogadro e volume molar. Fornece exemplos de cálculos destas grandezas para compostos como água, dióxido de carbono, sacarose e nitrato de cálcio.
O documento discute conceitos fundamentais de massa atômica, massa molecular, quantidade de matéria (mol) e constante de Avogadro. Explica que a massa atômica é medida em unidades de massa atômica e representa a massa média de um átomo de um elemento. A massa molecular é a soma das massas atômicas de todos os átomos de uma molécula. O mol é a unidade que representa a quantidade de substância e equivale a 6,02 x 1023 entidades elementares como átomos ou moléculas.
O documento apresenta um resumo sobre um curso de química que aborda conceitos como átomos, massa atômica, moléculas e cálculos envolvendo massa molar. Explica como é feita a medição da massa do átomo através de detectores de íons acelerados e campos eletromagnéticos. Fornece exemplos de cálculos para determinar número de moléculas e massa molar de substâncias como mercúrio, água e butano.
Cálculos estequiométricos permitem prever a quantidade de produtos obtidos a partir da quantidade de reagentes consumidos em uma reação química, utilizando conceitos como massa atômica, massa molecular e mol. Estes cálculos são baseados nas leis das combinações químicas.
O documento discute conceitos fundamentais de massa atômica, massa molecular e mol, incluindo: 1) A unidade de massa atômica é baseada na massa do átomo de carbono-12; 2) A massa atômica de um elemento é a média ponderada das massas dos isótopos naturais; 3) A massa molecular indica quantas vezes a massa de uma molécula é maior que 1/12 da massa de um átomo de carbono-12.
O documento descreve as principais leis das reações químicas, divididas em leis ponderais e leis volumétricas. As leis ponderais incluem a conservação da massa e as proporções constantes e múltiplas nas reações. As leis volumétricas descrevem as proporções entre os volumes dos gases que reagem e se formam.
Este documento apresenta um resumo sobre estequiometria para auxiliar no entendimento de cálculos em processos industriais. Está dividido em duas partes, onde a primeira parte aborda cálculos estequiométricos comuns e situações de reagente em excesso, e a segunda parte trata de balanços de material. Exemplos numéricos são fornecidos para exemplificar os conceitos.
Este documento discute cálculos estequiométricos. Ele explica como escrever equações químicas, ajustar coeficientes estequiométricos e relacionar quantidades de reagentes e produtos usando proporções. Exemplos demonstram como calcular mols, massas ou volumes de substâncias envolvidas em uma reação química a partir da equação balanceada e dos dados fornecidos. Exercícios práticos são fornecidos para treinar estas habilidades.
O documento resume as principais leis ponderais: a Lei da Conservação de Massas de Lavoisier, que estabelece que a massa total de reagentes é igual à massa total de produtos, e a Lei das Proporções de Massa de Proust, que estabelece que as proporções de massa dos reagentes são sempre constantes. O documento também discute como a teoria atômica de Dalton explica essas leis ponderais.
O documento introduz conceitos fundamentais da química quantitativa como massa atômica, massa molecular, quantidade de matéria (mol) e constante de Avogadro. Explica como medir massas atômicas e calcula massas moleculares de substâncias. Define o mol como unidade de quantidade de matéria e explica seu significado e relação com a constante de Avogadro.
1) O documento discute conceitos de estequiometria como massa atômica, massa molecular, fórmula molecular, fórmula mínima e composição centesimal.
2) Apresenta exemplos de cálculos estequiométricos envolvendo quantidades de substâncias, volumes e reações químicas.
3) Explica como calcular reagentes limitantes versus em excesso em reações químicas.
1) A cinética química estuda a velocidade das reações. A velocidade média é calculada pela variação de concentração de uma substância dividida pelo tempo.
2) A lei de velocidade depende da constante de velocidade e das concentrações dos reagentes elevados aos seus coeficientes na reação. Fatores como concentração, temperatura, pressão e superfície de contato influenciam a velocidade da reação.
Slides cap.3- Estequiometria: Cálculos com fórmulas e equações químicasEverlane1
Este capítulo apresenta os conceitos fundamentais de estequiometria, incluindo: 1) Equações químicas representam reações através de reagentes e produtos; 2) Coeficientes estequiométricos fornecem as proporções de reagentes e produtos; 3) Reações são balanceadas de acordo com a lei da conservação da massa.
O documento apresenta 12 questões sobre química orgânica e inorgânica, com itens sobre estrutura molecular, reações químicas, equilíbrios químicos, propriedades ácidas e básicas de compostos orgânicos e inorgânicos.
[1] O documento discute conceitos fundamentais de massa atômica, massa molecular e quantidade de matéria, incluindo as unidades de medida associadas como unidade de massa atômica (uma) e mol. [2] É introduzido o conceito de que 1 mol equivale a 6,02 x 1023 unidades elementares como átomos ou moléculas e é usado para quantificar quantidades de substâncias. [3] O mol é útil para determinar números de unidades elementares em uma amonta de matéria, converter entre massa e número de entidades, e facilit
O documento fornece informações sobre conceitos químicos como estequiometria, massa atômica, massa molecular, mol e cálculos envolvendo estas grandezas e reações químicas, incluindo exemplos de aplicação destes conceitos.
1) Massa molecular é a soma das massas atômicas dos átomos que compõem uma molécula.
2) Fórmula mínima mostra a proporção dos átomos em números inteiros mínimos.
3) Análise elementar fornece o percentual em massa dos elementos de uma substância.
O documento discute o conceito de estequiometria e fornece exemplos de cálculos estequiométricos. Ele apresenta o procedimento para cálculos estequiométricos em 3 passos e discute conceitos como reagente limitante e reagente em excesso. Também aborda cálculos envolvendo pureza e rendimento. Por fim, fornece exercícios resolvidos como exemplos.
O documento discute introdução ao cálculo estequiométrico, incluindo massa atômica, massa molecular, número de Avogadro, reações químicas e equações químicas. Ele também apresenta exercícios resolvidos sobre estas temáticas, como cálculos envolvendo mols, átomos e moléculas em reações químicas. Por fim, aborda leis das reações químicas de Lavoisier e Proust.
1) O documento descreve como os químicos usam a unidade "mol" para quantificar átomos, íons e moléculas. 2) Um mol representa 6,0221x1023 objetos e é usado para converter entre número de objetos e número de mols. 3) A massa molar de um composto é usada para calcular o número de mols a partir da massa da amostra.
As três principais leis ponderais descritas no documento são:
1) Lei de Conservação das Massas de Lavoisier, que estabelece que a soma das massas dos reagentes é igual à soma das massas dos produtos em uma reação química.
2) Lei das Proporções Constantes de Proust, que afirma que a proporção em massa das substâncias que reagem e são produzidas em uma reação é fixa e constante.
3) Foram introduzidas no século XVIII através de estudos meticulosos e experiências cuidados
O documento apresenta informações sobre massa molar, mol, número de Avogadro e volume molar. Fornece exemplos de cálculos destas grandezas para compostos como água, dióxido de carbono, sacarose e nitrato de cálcio.
O documento discute conceitos fundamentais de massa atômica, massa molecular, quantidade de matéria (mol) e constante de Avogadro. Explica que a massa atômica é medida em unidades de massa atômica e representa a massa média de um átomo de um elemento. A massa molecular é a soma das massas atômicas de todos os átomos de uma molécula. O mol é a unidade que representa a quantidade de substância e equivale a 6,02 x 1023 entidades elementares como átomos ou moléculas.
O documento apresenta um resumo sobre um curso de química que aborda conceitos como átomos, massa atômica, moléculas e cálculos envolvendo massa molar. Explica como é feita a medição da massa do átomo através de detectores de íons acelerados e campos eletromagnéticos. Fornece exemplos de cálculos para determinar número de moléculas e massa molar de substâncias como mercúrio, água e butano.
Cálculos estequiométricos permitem prever a quantidade de produtos obtidos a partir da quantidade de reagentes consumidos em uma reação química, utilizando conceitos como massa atômica, massa molecular e mol. Estes cálculos são baseados nas leis das combinações químicas.
O documento discute conceitos fundamentais de massa atômica, massa molecular e mol, incluindo: 1) A unidade de massa atômica é baseada na massa do átomo de carbono-12; 2) A massa atômica de um elemento é a média ponderada das massas dos isótopos naturais; 3) A massa molecular indica quantas vezes a massa de uma molécula é maior que 1/12 da massa de um átomo de carbono-12.
O documento descreve as principais leis das reações químicas, divididas em leis ponderais e leis volumétricas. As leis ponderais incluem a conservação da massa e as proporções constantes e múltiplas nas reações. As leis volumétricas descrevem as proporções entre os volumes dos gases que reagem e se formam.
Este documento apresenta um resumo sobre estequiometria para auxiliar no entendimento de cálculos em processos industriais. Está dividido em duas partes, onde a primeira parte aborda cálculos estequiométricos comuns e situações de reagente em excesso, e a segunda parte trata de balanços de material. Exemplos numéricos são fornecidos para exemplificar os conceitos.
Este documento discute cálculos estequiométricos. Ele explica como escrever equações químicas, ajustar coeficientes estequiométricos e relacionar quantidades de reagentes e produtos usando proporções. Exemplos demonstram como calcular mols, massas ou volumes de substâncias envolvidas em uma reação química a partir da equação balanceada e dos dados fornecidos. Exercícios práticos são fornecidos para treinar estas habilidades.
O documento resume as principais leis ponderais: a Lei da Conservação de Massas de Lavoisier, que estabelece que a massa total de reagentes é igual à massa total de produtos, e a Lei das Proporções de Massa de Proust, que estabelece que as proporções de massa dos reagentes são sempre constantes. O documento também discute como a teoria atômica de Dalton explica essas leis ponderais.
O documento introduz conceitos fundamentais da química quantitativa como massa atômica, massa molecular, quantidade de matéria (mol) e constante de Avogadro. Explica como medir massas atômicas e calcula massas moleculares de substâncias. Define o mol como unidade de quantidade de matéria e explica seu significado e relação com a constante de Avogadro.
1) O documento discute conceitos de estequiometria como massa atômica, massa molecular, fórmula molecular, fórmula mínima e composição centesimal.
2) Apresenta exemplos de cálculos estequiométricos envolvendo quantidades de substâncias, volumes e reações químicas.
3) Explica como calcular reagentes limitantes versus em excesso em reações químicas.
1) A cinética química estuda a velocidade das reações. A velocidade média é calculada pela variação de concentração de uma substância dividida pelo tempo.
2) A lei de velocidade depende da constante de velocidade e das concentrações dos reagentes elevados aos seus coeficientes na reação. Fatores como concentração, temperatura, pressão e superfície de contato influenciam a velocidade da reação.
Slides cap.3- Estequiometria: Cálculos com fórmulas e equações químicasEverlane1
Este capítulo apresenta os conceitos fundamentais de estequiometria, incluindo: 1) Equações químicas representam reações através de reagentes e produtos; 2) Coeficientes estequiométricos fornecem as proporções de reagentes e produtos; 3) Reações são balanceadas de acordo com a lei da conservação da massa.
O documento apresenta 12 questões sobre química orgânica e inorgânica, com itens sobre estrutura molecular, reações químicas, equilíbrios químicos, propriedades ácidas e básicas de compostos orgânicos e inorgânicos.
[1] O documento discute conceitos fundamentais de massa atômica, massa molecular e quantidade de matéria, incluindo as unidades de medida associadas como unidade de massa atômica (uma) e mol. [2] É introduzido o conceito de que 1 mol equivale a 6,02 x 1023 unidades elementares como átomos ou moléculas e é usado para quantificar quantidades de substâncias. [3] O mol é útil para determinar números de unidades elementares em uma amonta de matéria, converter entre massa e número de entidades, e facilit
O documento fornece informações sobre conceitos químicos como estequiometria, massa atômica, massa molecular, mol e cálculos envolvendo estas grandezas e reações químicas, incluindo exemplos de aplicação destes conceitos.
1) Massa molecular é a soma das massas atômicas dos átomos que compõem uma molécula.
2) Fórmula mínima mostra a proporção dos átomos em números inteiros mínimos.
3) Análise elementar fornece o percentual em massa dos elementos de uma substância.
O documento discute o conceito de estequiometria e fornece exemplos de cálculos estequiométricos. Ele apresenta o procedimento para cálculos estequiométricos em 3 passos e discute conceitos como reagente limitante e reagente em excesso. Também aborda cálculos envolvendo pureza e rendimento. Por fim, fornece exercícios resolvidos como exemplos.
O documento discute introdução ao cálculo estequiométrico, incluindo massa atômica, massa molecular, número de Avogadro, reações químicas e equações químicas. Ele também apresenta exercícios resolvidos sobre estas temáticas, como cálculos envolvendo mols, átomos e moléculas em reações químicas. Por fim, aborda leis das reações químicas de Lavoisier e Proust.
O documento fornece informações sobre estequiometria, que é o estudo das relações quantitativas entre as substâncias de uma reação química. Ele explica conceitos como mol, massa molar, volume molar e como usar a equação química e a regra de três para calcular valores desconhecidos.
A estequiometria baseia-se na conservação da massa e nas leis de proporções definidas e múltiplas. Ela é usada para balancear equações químicas e fazer conversões entre unidades como gramas e mols. A estequiometria também se refere às proporções molares de elementos em compostos.
O documento resume as principais leis das reações químicas, divididas em leis ponderais e leis volumétricas. As leis ponderais incluem a lei da conservação da massa, lei das proporções constantes e lei das proporções múltiplas. As leis volumétricas descrevem as proporções entre os volumes de gases que reagem ou são produzidos. O documento também aborda composição centesimal, fórmulas moleculares e mínimas.
Este documento discute os princípios da estequiometria, incluindo: 1) Leis da conservação de massa e proporções constantes; 2) Equações químicas e balanceamento; 3) Cálculos estequiométricos usando massa, volume ou mols de reagentes e produtos. Exemplos demonstram como resolver problemas envolvendo reações químicas quantitativas.
O documento discute relações numéricas fundamentais para cálculos químicos e estequiometria. Aborda conceitos como unidade de massa atômica, abundância relativa de isótopos, massa molecular, quantidade de matéria em mols, constante de Avogadro e massa molar. Apresenta também exemplos de cálculos envolvendo estas grandezas e listas de exercícios para revisão.
1) O documento fornece orientações para estudar para uma prova de recuperação final de Química, incluindo reservar um horário para estudar, anotar dúvidas e revisar anotações e exercícios.
2) O documento também contém 12 questões sobre diversos tópicos de Química, como reações químicas, cálculos estequiométricos, equilíbrio químico e propriedades ácido-base.
3) As questões abordam tópicos como fosgênio, et
1) O documento apresenta 10 exercícios resolvidos sobre estequiometria, com ênfase no conceito de reagente limitante e em excesso.
2) Também apresenta 20 exercícios propostos sobre reações químicas quantitativas.
3) Os exercícios envolvem cálculos estequiométricos para determinar a massa de produtos, reagentes em excesso e outros valores.
Este documento descreve as leis ponderais e fórmulas químicas, incluindo exemplos de cálculos estequiométricos. Resume as principais leis ponderais como a lei de conservação de massa de Lavoisier e a lei das proporções fixas de Proust. Também fornece exemplos de cálculos envolvendo fórmulas químicas e reações químicas.
aula2estequiometria.pdf e mais do que um simples manualhensonmateus035
O documento discute conceitos fundamentais de estequiometria, incluindo: 1) a definição de estequiometria e sua importância para medir concentrações químicas; 2) as leis da conservação de massa e proporções definidas que regem as reações químicas; 3) a unidade de quantidade de matéria chamada mol e como ela é usada para quantificar substâncias químicas.
2016 aulas 4 e 5 - progressao ext noitepaulomigoto
O documento apresenta os conceitos de massa atômica, massa molecular, número de Avogadro, mol e massa molar. Também aborda equações químicas e as leis das reações químicas de Lavoisier e Proust. Há exercícios sobre cálculos estequiométricos envolvendo essas grandezas.
O documento apresenta 16 exercícios de estequiometria envolvendo reações químicas. Os exercícios abordam tópicos como eletrólise, combustão, fermentação, neutralização de ácidos, produção de gases e fertilizantes.
Este documento descreve as principais leis das reações químicas, divididas em leis ponderais e leis volumétricas. As leis ponderais incluem a lei da conservação das massas, lei de Lavoisier e lei das proporções múltiplas. As leis volumétricas descrevem as relações entre os volumes dos gases que reagem e participam das reações químicas.
1) A lista de exercícios contém 10 questões sobre termoquímica e equilíbrio químico, incluindo cálculos de energia liberada em reações químicas e determinação de constantes de equilíbrio.
2) As soluções explicam os cálculos realizados para chegar às respostas, usando equações, diagramas e valores numéricos.
3) Os exercícios envolvem temas como aquecimento de água, reações exotérmicas de metais, entalpia de formação e decompos
O documento descreve as principais leis da química, incluindo a Lei de Lavoisier da Conservação da Massa, a Lei de Proust das Proporções Fixas, e as Leis Volumétricas de Gay-Lussac. Também discute conceitos como fórmulas químicas, cálculos estequiométricos, pureza e rendimento de reações.
O documento resume conceitos fundamentais de cálculo estequiométrico em química, incluindo: 1) definição de estequiometria como o estudo das relações quantitativas entre substâncias em reações químicas; 2) leis da conservação da massa e proporções constantes; 3) relações entre mol, massa, número de moléculas e volume em reações.
1) O documento discute cálculos estequiométricos, que envolvem relacionar quantidades de reagentes e produtos em reações químicas. 2) São apresentados os passos para realizar esses cálculos, incluindo escrever a equação química, ajustar os coeficientes e estabelecer proporções. 3) Exemplos ilustram como relacionar mols, massas e outras grandezas nas reações.
O documento discute termos e conceitos fundamentais da termoquímica, incluindo:
1) A termoquímica estuda a química envolvendo calor absorvido ou liberado em transformações da matéria.
2) A entalpia é a energia acumulada por uma substância sob pressão constante e pode ser calculada usando as entalpias de formação.
3) Reações químicas podem ser exotérmicas ou endotérmicas dependendo se liberam ou absorvem calor.
1) O documento discute conceitos de estequiometria, solubilidade, concentrações e gases. Apresenta questões sobre cálculos estequiométricos, propriedades de soluções, gases ideais e reações químicas.
2) Inclui exemplos como a dissociação de sais em solução aquosa e cálculos envolvendo massa molar, quantidade de matéria, concentração de soluções.
3) Aborda também leis dos gases, transformações gasosas, propriedades de coloides, suspensões e soluções
O documento fornece instruções sobre leitura, escrita e operações com números decimais. Explica como ler e escrever números decimais, transformar frações em decimais e vice-versa, e como realizar operações como adição, subtração e multiplicação com números decimais.
Este documento apresenta as aulas 18 a 36 de Álgebra II, Volume 2. A Aula 18 introduz o conceito de transformação linear e apresenta exemplos de transformações matriciais. As Aulas 19 a 25 discutem propriedades, núcleo, imagem e representações matriciais de transformações lineares. As Aulas 26 a 34 abordam transformações lineares especiais, operações lineares inversíveis, mudança de base, autovetores e autovalores de matrizes. Por fim, as Aulas 35 e 36 tratam de matrizes ortogonais e suas propri
Este documento apresenta as funções reais de várias variáveis. Introduz o conceito de funções de duas ou mais variáveis, onde o resultado depende de mais de uma variável independente. Fornece exemplos de funções de duas variáveis e discute a representação geométrica de seus gráficos em três dimensões. Também aborda o conceito de domínio para funções de várias variáveis.
§1. Vetores, matrizes e sistemas lineares
Aula 1: Matrizes
1) Uma matriz é definida como uma tabela de números dispostos em linhas e colunas;
2) Matrizes especiais incluem matrizes linha, coluna e quadradas;
3) A igualdade entre matrizes ocorre quando possuem as mesmas dimensões e elementos iguais.
O documento discute as funções reais de variável real. A seção 1 apresenta os conceitos fundamentais das funções, incluindo princípios para construir uma função e exemplos de situações do cotidiano que podem ser modeladas por funções. A seção também aborda domínios e operações com funções.
O documento discute conceitos de ácidos e bases inorgânicas, incluindo suas definições segundo Arrhenius, Bronsted-Lowry e Lewis. Exemplos de ácidos como o ácido clorídrico e sulfúrico são usados para ilustrar essas definições. A classificação de ácidos é também apresentada de acordo com número de elementos, ponto de ebulição e presença de oxigênio.
Este documento apresenta um resumo sobre cálculo estequiométrico. Ele introduz o assunto e explica que o objetivo é determinar as quantidades de substâncias envolvidas em uma reação química. Também descreve brevemente as leis ponderais de Lavoisier, Dalton, Proust e suas contribuições para o desenvolvimento da estequiometria.
O documento descreve as primeiras tentativas de classificação dos elementos químicos, incluindo as tríades de Döbereiner, a lei das oitavas de Newlands e a tabela periódica de Mendeleev. Explica como a tabela periódica atual é organizada com base no número atômico de cada elemento, resolvendo inconsistências das classificações anteriores.
O documento descreve conceitos básicos de física sobre grandezas escalares e vetoriais. Resume que grandezas escalares são completamente determinadas por seu valor numérico e unidade, enquanto grandezas vetoriais também requerem orientação de direção. Explica operações matemáticas com cada tipo de grandeza e apresenta exemplos de adição e subtração de vetores.
Este documento apresenta os conceitos básicos de cinemática escalar, incluindo: (1) a definição de ponto material e corpo extenso, (2) os conceitos de trajetória, posição, deslocamento e velocidade escalar média, e (3) a distinção entre movimento e repouso.
1. A matéria é constituída de átomos, que são as menores partículas que identificam um elemento químico.
2. Os átomos são formados por um núcleo central com prótons e nêutrons, rodeado por elétrons. O número de prótons define o elemento químico.
3. As substâncias podem ser puras, formadas por um único tipo de átomo, ou misturas de vários tipos de átomos ou substâncias.
1) A física estuda as propriedades e fenômenos naturais de forma qualitativa e quantitativa, associando números a grandezas físicas como comprimento, massa e tempo.
2) As principais unidades de medida no Sistema Internacional são o metro para comprimento, o quilograma para massa e o segundo para tempo.
3) O documento fornece exemplos de conversão entre unidades de medida e apresenta conceitos básicos de grandezas físicas fundamentais.
Este documento discute conceitos de física sobre movimento retilíneo uniforme (MRU) e movimento retilíneo uniformemente variado (MRUV). Ele fornece as equações para calcular posição, velocidade e aceleração nesses tipos de movimento e apresenta exemplos numéricos de problemas resolvidos.
1. O documento apresenta um resumo sobre o conceito de movimento em física, abordando tópicos como movimento uniforme, movimento com velocidade variável, queda livre e resolução de problemas.
2. Inclui definições de termos como referencial, trajetória, posição escalar, velocidade escalar média, aceleração e funções que descrevem esses grandezas no tempo.
3. Apresenta as equações que relacionam grandezas como deslocamento, velocidade e aceleração nos movimentos unifor
O documento discute o conceito e cálculo de diferentes tipos de fórmulas químicas, incluindo fórmula percentual, fórmula mínima e fórmula molecular. Exemplos são fornecidos para ilustrar como determinar cada tipo de fórmula a partir da composição química ou massa molecular de um composto. Alguns exercícios resolvidos também são apresentados para reforçar os métodos de cálculo.
O documento discute associações de resistores em série e paralelo. Apresenta como calcular a resistência equivalente, tensão e corrente em circuitos com resistores associados em série e paralelo. Também introduz a Lei de Kirchhoff para tensões e explica como aplicá-la para determinar tensões desconhecidas em circuitos.
Este documento trata de conceitos geométricos relacionados à esfera. Ele define superfície esférica, área da superfície esférica, volume da esfera, plano secante a uma esfera, área do fuso esférico e volume da cunha esférica. O documento também apresenta exemplos numéricos de cálculo destas grandezas.
I) O documento apresenta conceitos matemáticos sobre funções, relações binárias, produto cartesiano e função quadrática.
II) São definidos pares ordenados, produto cartesiano, relação binária, função, função polinomial do 1o e 2o grau, vértice da parábola, valor máximo e mínimo da imagem e função modular.
III) Exemplos ilustram os conceitos apresentados.
Este documento apresenta os conceitos fundamentais de cilindro e cone. Descreve as definições, elementos, áreas e volumes destes sólidos geométricos. Explica que um cilindro é formado por segmentos paralelos entre dois planos, enquanto um cone é formado por segmentos com extremos em um plano e em um ponto. Apresenta também exercícios resolvidos relacionados a estes tópicos.
O documento apresenta os principais conceitos de geometria espacial relacionados a poliedros. Em especial, define poliedros, seus elementos, classifica poliedros de acordo com o número de faces, apresenta os poliedros de Platão e discute prisma, focando em suas partes, áreas e volume.
1. QUÍMICA
ESTEQUIOMETRIA
1. INTRODUÇÃO tidade (reagente limitante). Despreze o reagente em
excesso.
É o cálculo das quantidades de reagentes e/ou
produtos em uma reação química. 4. GRAU DE PUREZA (P) E RENDIMENTO
Observe: (R)
Nos dois casos, obteremos, no exercício, o e-
ocupa
V = 22,71 litros
quivalente a 100% de pureza ou de rendimento e, a
partir disto, estabelecemos uma regra de três, utili-
zando a porcentagem dada na questão (de pureza ou
23
1 Mol possui 6,02 x 10 átomos
moléculas rendimento).
(C.N.T.P.) Entidades elementares íons
EXERCÍCIOS RESOLVIDOS
pesa massa molar
(em gramas) 1 O maior emprego isolado do ácido sulfúrico é
observado na indústria de fertilizantes à base de
2. PROCEDIMENTO PARA O CÁLCULO fósforo ou de amônio. O exemplo mais importan-
te é a obtenção do “superfosfato”:
1o) Montar a equação química. Ca3(PO4)2 + H2SO4 Ca2H2(PO4)2 + CaSO4
O fósforo (P) é usado no desenvolvimento das
2o) Fazer o balanceamento da equação. raízes.
3o) Montar uma regra de três entre os dados e a [M(Ca)=40,1g/mol; M(P)=31,0g/mol;
pergunta do problema. M(O)=16,0g/mol; M(H)=1,0g/mol;
M(S)=32,0g/mol].
Exemplo:
Calcule a massa de ácido sulfúrico, em tone-
Sobre a oxidação do monóxido de carbono e-
ladas (t), necessária para reagir com 155150 Kg de
quacionada abaixo:
Ca3(PO4)2 (fosforita) na produção de “superfosfato”,
Dados :
considerando a inexistência de excesso de qualquer
CO(g) + O2 (g) → CO2 (g) C = 12g / mol. reagente.
O = 16g / mol. Resolução:
Quantos gramas de CO2 serão obtidos, quando Avaliando a reação percebemos que ela ocorre
consumidos 7g de CO? na proporção de 1:1, logo 1 mol de fosforita reage
Resolução: com um mol de ácido sulfúrico. A massa molar de
fosforita é igual a 310,3g/mol e de ácido sulfúrico é
2º passo: igual a 98 g/ mol.
balancear a equação Montando uma regra de três, temos:
1º passo:
montar a equação 310,3g de fosforita reagem → 98g de ácido sulfúrico
1
1CO(g) + O (g) 1CO (g) 155150kg de fosforita reagem → X kg de ácido sul-
2 2 2
fúrico
28g de CO 44g de CO 2
7g de CO X X = 49000 kg
3º passo:
montar a regra 7g . 44g Logo, a resposta será igual a 49 toneladas.
X= = 11g de CO2
de três 28g
2 A combustão completa de isooctano (C8H18) leva
3. REAGENTE LIMITANTE E REAGENTE EM à formação de dióxido de carbono e água. Calcu-
EXCESSO le a massa, em kg, de dióxido de carbono lançada
Calcula-se primeiro as quantidades que reagem no meio ambiente, na combustão completa de
entre si de cada componente. Para isto, estabelece-se 10,0 mols de isooctano. Multiplique o resultado
uma regra de três, descobrindo o reagente em exces- encontrado por 10 e despreze a parte decimal, ca-
so. so exista.
Para resolvermos a questão, trabalharemos Considere os dados: M(C)=12,0g/mol,
sempre com o reagente que aparece em menor quan- M(H)=1,0 g/mol e M(O)=16,0 g/mol.
Editora Exato 17
2. Resolução: M(O) = 16,0 g/mol.
A combustão completa do isooctano é repre- M(H) = 1,0 g/mol.
sentada por: C8H18 + 12,5 O2 → 8 CO2 + 9 H2O. Reação fornecida:
Desta forma, 1 mol de isooctano produz 8 mols NH4 HCO3(s) → CO2(g) + NH3(g) + H2O(g)
de CO2, como a massa molar do CO2 é igual a 44
g/mol, temos a seguinte relação:
produz 3 (UnB) O carbonato de sódio (Na2CO3), usado na
1 mol de isooctano → 352 g de gás carbôni-
fabricação de vidro, é encontrado na natureza em
co quantidades mínimas. Ele, entretanto, pode ser
produzirá
10 mols de isooctano → X mols de gás
obtido através de produtos naturais muito abun-
carbônico dantes: o carbonato de cálcio (CaCO3, mármore)
e o cloreto de sódio (NaCl, sal de cozinha). A e-
X = 3520g de gás carbônico quação abaixo fornece a obtenção do carbonato
de sódio:
Logo o valor em kg será igual a 3,52. CaCO3 + 2NaCl → Na2CO3 + CaCl2
Massas molares:
M(Ca) = 40,0 g/mol.
EXERCÍCIOS DE SALA M(O) = 16,0 g/mol.
M(Cl) = 35,5 g/mol.
1 (UnB) Os relâmpagos ocasionam a quebra de
M(Na) = 23,0 g/mol.
moléculas do gás nitrogênio, possibilitando que
M(C) = 12,0 g/mol.
átomos deste elemento possam ser fixados a ou-
A partir destas informações, julgue os itens que se
tros elementos. A fixação de átomos de nitrogê-
seguem:
nio a átomos de oxigênio forma o óxido de
1 A reação química acima é de deslocamento
nitrogênio, de acordo com a equação química
simples.
(não balanceada)
2 A partir de 400g de CaCO3 serão obtidos 4
N2(g) + O2(g) → NO(g) (quatro) mols de Na2CO3.
3 Para cada mol de NaCl serão obtidos 3,01 x
O óxido de nitrogênio é então levado para o solo 1023 moléculas de Na2CO3.
pelas chuvas, fertilizando-o. Algo em torno de 1
(um) quilograma de NO é produzido por cada re-
lâmpago. 4 (UnB) A reação de combustão de um dos com-
Massas molares: ponentes do gás de cozinha, o gás butano, pode
M (N) = 14,0 g/mol. ser representada pela seguinte equação química
M (O) = 16,00 g/mol. não-balanceada:
Com essas informações, julgue os itens a seguir: C4H10(g) + O2(g) ¡ CO2(g) + H2O(l)
1 Pela equação acima, para cada mol de nitrogê- Sabendo que o volume molar de um gás ideal nas
nio são produzidos 2 (dois) mols de óxido de CNTP é 22,71 L/mol e que M(C) = 12 g/mol,
nitrogênio. M(O) = 16 g/mol e M(H) = 1 g/mol, julgue os i-
2 Com 65g inicial de N2 será formado 120g de tens que se seguem:
NO. 1 De acordo com a lei das proporções definidas,
3 Nas Condições Normais de Temperatura e dobrando-se as massas dos gases butano e oxi-
Pressão (CNTP), em cada mol de nitrogênio gênio, as massas de gás carbônico e de água
serão obtidos 22,71 litros de óxido de nitrogê- diminuirão na mesma proporção.
nio. 2 São necessários 13 mols de gás oxigênio para
reagir com 2 mols de gás butano.
3 A queima de 58 g de butano produzirá 90 g de
2 (UnB) Nas receitas para fazer bolos, é muito uti- água.
lizado um fermento chamado sal bicarbonato de 4 Nas CNTP, para produzir 45,42 L de gás car-
amônia, também chamado de carbonato ácido de bônico são necessários 116 g de gás butano.
amônia. Quando aquecido, esse sal decompõe em
gás carbônico, amônia e água. Partindo-se de
158g de fermento que apresenta 50% de pureza
em carbonato ácido de amônia, calcule a massa
(em gramas) de gás carbônico obtida.
Massas molares:
M(N) = 14,0g/mol.
M(C) = 12,0 g/mol.
Editora Exato 18
3. 5 (UnB) A transformação do mármore (carbonato 9 (UnB) A equação química (não balanceada) que
de cálcio) em gesso (sulfato de cálcio), sob a ação descreve a reação de formação da amônia (NH3),
da chuva ácida (solução aquosa de ácido sulfúri- a partir das substâncias simples nitrogênio e hi-
co), é dada por uma equação química que tem drogênio, é:
como produtos, além do sulfato de cálcio, a água N2(g) + H2(g) NH3(g)
e o gás dióxido de carbono. Admitindo que os re- Calcule a quantidade de N2(g) (em gramas) que se-
agentes sejam consumidos totalmente, calcule a rá consumida na obtenção de 170g NH3(g).
massa em gramas de sulfato de cálcio, formada Massas molares: M(N) = 14 g/mol.
quando 50 gramas de carbonato de cálcio reagem M(H) = 1 g/mol.
com 49 gramas de ácido sulfúrico.
CaCO3 (s) + H2 SO 4 (aq) → CaSO 4 (s) + H2O( l ) + CO2 (g)
10 (FUVEST) Nas indústrias petroquímicas, o en-
Dados: Massas molares (M): M (Ca) =
xofre pode ser obtido pela reação: 2H2S + SO2
40g / mol
3S + 2H2O
M (C) = 12 g / mol.
Qual a quantidade máxima de enxofre, em gra-
M (O) = 16 g / mol.
mas, que pode ser obtida, partindo-se de 5,0 mols
M (H) = 1gg / mol.
de H2S e 2,0 mols de SO2 ? Indique os cálculos.
M (S) = 32 g / mol.
Massa atômica do S = 32,1.
6 (CATÓLICA) O hidróxido de alumínio
11 (Cesgranrio) Um funileiro usa um maçarico de
(Al(OH)3) é utilizado como medicamento à aci- acetileno para soldar uma panela. O gás acetileno
dez estomacal (azia), provocada pelo excesso de é obtido na hora, através da seguinte reação quí-
ácido clorídrico (HCl) produzido pelo estômago. mica:
Sabendo-se que uma dose do medicamento con- Dados: M(Ca)=40g/mol
tém 3,2g de Al(OH)3, determine o número de M(C) = 12g/mol
mols de HCl neutralizados no estômago. CaC2 + 2H2O Ca(OH)2 + C2H2
Dados: massa molar do Al(OH)3 = 78g/mol. Qual a massa aproximada de carbureto de cálcio
(CaC2) que será necessária para obter 12,31 L de
acetileno (C2H2) a 1 atm e 27°C?
7 A equação química SO2(g) + 2H2S(g) → a) 64 g.
2H2O(L) + 3S(s) representa a reação de formação b) 16 g.
do enxofre a partir de gases vulcânicos. Para c) 3,2 g.
produzir um depósito de enxofre de 4,8 x 106 d) 32 g.
Kg, são necessários quantos mols de SO2(g) ? e) 6,4 g.
Massas molares:
M(S) = 32,0 g/mol.
M(O) = 16,0 g/mol. 12 (ESPEM-SP) O hipoclorito de sódio tem propri-
Divida a sua resposta por 107. edades bactericida e alvejante, sendo utilizado
para cloração de piscinas, e é vendido no merca-
do consumidor, em solução, como Água Sanitá-
8 (CEUB-2°/98) 7,0 g de nitrogênio reagem com ria, Cândida, Q-bôa, etc.
quantidade suficiente de hidrogênio produzindo Para fabricá-lo, reage-se gás cloro com soda
amônia, segundo a equação química não balance- cáustica:
ada: Cl2 + 2NaOH NaCl + NaCIO + H2O
N2(g) + H2(g) NH3(g) A massa de soda cáustica, necessária para obter
A massa de amônia produzida nesta reação será: 149 kg de hipoclorito de sódio, é:
Dados: N - 14 u e H - 1 u. Dados: M(Na) = 23 g/mol
a) 34 g. M(O)=16g/mol
b) 17 g. MCl)=35,5 g/mol
c) 15 g.
d) 7,5 g. a) 40 kg.
e) 8,5 g. b) 80 kg.
c) 120 kg.
d) 160 kg.
e) 200 kg.
Editora Exato 19
4. 13 (UnB-PAS-1° Ano). Uma das atividades do e) 96 kg.
químico, com importantes aplicações nas demais
áreas do conhecimento humano, consiste em de-
terminar a quantidade de uma substância necessá- 15 (FUVEST-SP) O equipamento de proteção co-
ria para reagir com outra. Um médico, quando nhecido como air bag, usado em automóveis,
receita certo medicamento, deve calcular a quan- contém substâncias que se transformam, em de-
tidade de substância ativa do medicamento que terminadas condições, liberando N2, que infla um
reagirá com as substâncias do organismo do paci- recipiente de plástico.
ente. Para realizar seus cálculos, o médico pode As equações das reações envolvidas no processo
tomar como base as relações estequiométricas en- são:
tre as substâncias reagentes. Com relação aos 2NaN3 2Na + 3N2
princípios da estequiometria, envolvidos nos cál- azoteto de sódio
culos do médico, julgue os itens a seguir: 10Na + 2KNO3 K2O + 5Na2O + N2
1 Para tais cálculos, é necessário balancear a e- a) Considerando que N2 é gerado nas duas rea-
quação química; o que significa considerar ções, calcule a massa de azoteto de sódio ne-
que, na reação química, embora haja transfor- cessária para que sejam gerados 80 L de
mação, há conservação de átomos. nitrogênio, nas condições ambientes.
2 Os cálculos estequiométricos poderão ser fei- b) Os óxidos formados, em contato com a pele,
tos com base na massa molar da substância a- podem provocar queimadura. Escreva a equa-
tiva, determinada experimentalmente, e com ção da reação de um desses óxidos com a água
base em resultados da lei das proporções, defi- contida na pele.
nidas para a reação em questão, ainda que não (Dados: volume molar do gás nas condições am-
se tenha conhecimento preciso da estrutura bientes = 25 L/moI; massa molar do NaN3 =
química daquela substância. 65 g/mol).
3 Cálculos de medicação que se baseiam na es- GABARITO
tequiometria pressupõem o conhecimento de
técnicas específicas de contagem de moléculas Exercícios
uma a uma.
1 C, E, E
14 (UERJ) "O químico francês Antoine Laurent de 2 44g
Lavoisier ficaria surpreso se conhecesse o muni- 3 E, C, C
cípio de Resende, a 160 quilômetros do Rio. É lá,
às margens da Via Dutra, que moradores, empre- 4 E, C, C, E
sários e o poder público seguem à risca a máxima 5 68g
do cientista que revolucionou o século XVIII, ao
provar que, na natureza, tudo se transforma. Gra- 6 0,12
ças a uma campanha que já reúne boa parte da 7 5
população, Resende é forte concorrente ao título
de capital nacional da reciclagem. Ao mesmo 8 E
tempo em que diminui a quantidade de lixo joga- 9 140g
do no aterro sanitário, a comunidade faz sucata
10 192,6g
virar objeto de consumo. Nada se perde."
(Revista Domingo, 11 jul. 1993).
11 D
Assim, com base na equação:
2Al2O3(s) 4Al(s) + 302(g) 12 D
e supondo-se um rendimento de 100% no proces- 13 C, C, E
so, a massa de alumínio que pode ser obtida na re-
ciclagem de 255 kg de sucata, contendo 80% de 14 D
Al2O3 em massa, é: 15 a) 104g
Dados: M(Al) = 27 g/mol. b) K2O + H2O 2KOH
M(O) = 16 g/mol. Na2O + H2O 2NaOH
M(H) = 1 g/mol.
M(S) = 32 g/mol.
a) 540 kg.
b) 270 kg.
c) 135 kg.
d) 108 kg.
Editora Exato 20