A norma técnica brasileira estabelece regras específicas para arredondamento de valores numéricos. Estas regras aplicam-se aos dígitos que vêm após a quantidade de casas decimais que se deseja manter.
Esta metodologia visa evitar tendências que surgiriam se números terminados em 5 fossem sempre arredondados para cima.
O Instituto Brasileiro de Geografia e Estatística possui regras complementares para apresentação de dados estatísticos:
Quando o primeiro dígito a ser eliminado está entre 0 e 4, o último dígito mantido permanece igual. Quando está entre 6 e 9, o último dígito mantido aumenta em 1.
Para o dígito 5: se vier seguido apenas de zeros, aumenta apenas se o último dígito mantido for ímpar. Se vier seguido de outros dígitos além de zero, aumenta sempre.
Abaixo é possível verificar o diagrama proposto por Linus Pauling. O diagrama ajuda a entender e "montar" a estrutura de cada elemento da tabela periódica (CUIDADO! Alguns elementos não obedecem rigorosamente a distribuição)
Um fóton é a partícula elementar da luz e de outras radiações eletromagnéticas. Cada fóton transporta energia, mas não tem massa de repouso.
Como a frequência \(f\) e o comprimento de onda \(\lambda\) estão relacionados pela velocidade da luz \(c\):
\[E = \frac{6,626 \times 10^{-34} \cdot 3,0 \times 10^{8}}{450 \times 10^{-9}} \approx 4,42 \times 10^{-19} \ \mathrm{J}\]
\[E = \frac{6,626 \times 10^{-34} \cdot 3,0 \times 10^{8}}{700 \times 10^{-9}} \approx 2,84 \times 10^{-19} \ \mathrm{J}\]
Quanto menor o comprimento de onda, maior a energia do fóton. Portanto, luz azul ou violeta possui fótons mais energéticos que a luz vermelha.
- Energia do fóton: \(E = h f = \frac{h c}{\lambda}\)
- Conversão para eV: \(E (\mathrm{eV}) = \frac{E (\mathrm{J})}{1,602 \times 10^{-19}}\)
- Fótons de menor comprimento de onda têm maior energia
Átomo de Hidrogênio
Energia
A energia em cada nível do átomo de Hidrogênio pode ser calculada através da fórmula abaixo:
\[ E_n = \frac{-13,6}{n^2} \]
onde \( E_n \) é a energia (em \(\text{eV} \) - elétron-Volt) no nível \(n\). É possível montar uma tabela com os valores das energias em função do nível, como segue abaixo:
| Nível |
Energia - \( \text{eV} \) |
| 1 |
-13,6 |
| 2 |
-3,4 |
| 3 |
-1,51 |
| 4 |
-0,85 |
| 5 |
-0,54 |
| 6 |
-0,38 |
| 7 |
-0,28 |
EXEMPLO: Calcule a energia quando um elétron salta do nível 4 para o nível 2.
A energia que queremos calcular pode ser representada como segue:
\[\begin{align*}
E &= E_2 - E_4 \\
&= -3,4 - (-0,85) \\
&= -3,4 +0,85 \\
&= -2,55 \,\, \text{eV} \\
\end{align*}
\]
Concentração, Densidade e Massa Específica
Concentração
É a quantidade de soluto (substância dissolvida) presente em uma determinada quantidade de solução.
É importante ressaltar que há vários modos de calcular/representar concentrações:
- Porcentagem em massa (m/m): Relação entre a massa do soluto e a massa da solução, expressa em percentagem.
Exemplo: Uma solução aquosa de NaCl a 10% m/m contém 10g de NaCl em 100g de solução.
- Molaridade (M): Número de moles de soluto por litro de solução.
Exemplo: Uma solução 1M de glicose contém 1 mol de glicose em 1 litro de solução.
- Molalidade (m): Número de moles de soluto por quilograma de solvente.
EXEMPLO: Qual a concentração em g/L de uma solução aquosa de NaCl que contém 58,5 g de NaCl em 500 mL de solução?
\[C=\frac{m}{V}=\frac{58,5 [g]}{500 [mL]}=\frac{58,5 [g]}{0,5 [L]}=117 [g/L] \]
Densidade e Massa Específica
Densidade é a relação entre a massa e o volume de uma substância e matematicamente pode ser escrita como:
\[ d = \frac{m}{V} \]
Massa específica é muitas vezes confundida com densidade mas, geralmente, é usado o termo para substâncias puras e a unidade de medida é \( g/cm^3 \) ou \( kg/m^3 \).
Ex.: A água tem densidade de \( 1 g/cm^3 \). Isso significa que \( 1 cm^3 \) de água tem massa de 1 grama.
Ex.: Um objeto com massa de \( 100 g\) ocupa um volume de \(50 cm^3 \). Qual a sua densidade?
\[d=\frac{m}{V}=\frac{100 [g]}{50 [cm^3]}=2 [g/cm^3] \]
Definição de logaritmo
O logaritmo de um número \(a\), na base \(b\), é o expoente que devemos dar à base \(b\) para obter \(a\). Em outras palavras,
\(\log_b a = c\) se, e somente se, \(b^c = a\).
Exemplo: \(\log_2 8 = 3\), pois \(2^3 = 8\).
Condições de existência: \(a > 0\), \(b > 0\) e \(b \neq 1\).
Propriedade da multiplicação
O logaritmo de um produto é a soma dos logaritmos dos fatores:
\[\log_b(xy) = \log_b x + \log_b y\]
Exemplo: \(\log_2(8 \times 4) = \log_2 8 + \log_2 4 = 3 + 2 = 5\).
Propriedade da divisão
O logaritmo de um quociente é a diferença dos logaritmos do numerador e do denominador:
\[\log_b\left(\frac{x}{y}\right) = \log_b x - \log_b y\]
Exemplo: \(\log_2\left(\frac{8}{2}\right) = \log_2 8 - \log_2 2 = 3 - 1 = 2\).
Propriedade do expoente
Quando o argumento do logaritmo é uma potência, o expoente pode ser multiplicado pelo logaritmo da base:
\[\log_b(x^k) = k \cdot \log_b x\]
Exemplo: \(\log_2(8^2) = 2 \cdot \log_2 8 = 2 \cdot 3 = 6\).
Mudança de base
Às vezes, é conveniente mudar a base do logaritmo. A fórmula de mudança de base é:
\[\log_b a = \frac{\log_c a}{\log_c b}\]
onde \(c\) é uma nova base qualquer, como \(10\) (logaritmo decimal) ou \(e\) (logaritmo natural).
Exemplo: \(\log_2 10 = \frac{\log_{10} 10}{\log_{10} 2} = \frac{1}{\log_{10} 2}\).
Resumo
As principais propriedades são:
1) \(\log_b(xy) = \log_b x + \log_b y\)
2) \(\log_b\left(\frac{x}{y}\right) = \log_b x - \log_b y\)
3) \(\log_b(x^k) = k \cdot \log_b x\)
4) \(\log_b a = \frac{\log_c a}{\log_c b}\)
O que é pOH?
O pOH é definido analogamente para a concentração de íons hidróxido:
\(\mathrm{pOH} = -\log_{10}[\mathrm{OH}^-]\).
Em água pura a 25\(^\circ\)C, pH e pOH estão relacionados e ambos valem 7.
Relação entre pH e pOH
Em água a 25\(^\circ\)C existe a constante de ionização da água \(K_w\):
\([\mathrm{H}^+][\mathrm{OH}^-] = K_w = 1{,}0\times 10^{-14}.\)
Aplicando logaritmo e o sinal negativo obtemos a relação padrão:
\[\mathrm{pH} + \mathrm{pOH} = 14.\]
Portanto, em qualquer solução aquosa a 25°C, a soma entre pH e pOH é sempre 14.
Observação: o valor 14 vale aproximadamente a 25\(^\circ\)C; \(K_w\) varia com a temperatura.
Como calcular pH e pOH
Dados alguns cenários comuns:
1) Se você conhece \([\mathrm{H}^+]\): \(\mathrm{pH} = -\log_{10}[\mathrm{H}^+]\).
2) Se você conhece \([\mathrm{OH}^-]\): calcule \(\mathrm{pOH} = -\log_{10}[\mathrm{OH}^-]\) e depois \(\mathrm{pH} = 14 - \mathrm{pOH}\).
3) Para ácidos/bases fortes, assume-se dissociação completa (p.ex. HCl \(\to\) H\(^+\) + Cl\(-\)).
Exemplos simples
Exemplo 1: Solução de HCl 0,01 M (ácido forte). \([\mathrm{H}^+] = 0{,}01\,\mathrm{M}\) então \(\mathrm{pH} = -\log_{10}(0{,}01) = 2.\)
Exemplo 2:
Solução de NaOH 0,001 M (base forte). Para NaOH, \([\mathrm{OH}^-] = 0{,}001\,\mathrm{M}\). Então \(\mathrm{pOH} = -\log_{10}(0{,}001)=3\) e \(\mathrm{pH} = 14 - 3 = 11.\)
Exemplo 3: converter pH em concentração
Se \(\mathrm{pH} = 3\), então \([\mathrm{H}^+] = 10^{-3} = 1{,}0\times 10^{-3}\,\mathrm{M}.\)
Observações sobre ácidos e bases fracos
Para ácidos/bases fracos (dissociação incompleta) é necessário usar a constante de acidez \(K_a\) ou de basicidade \(K_b\) e um cálculo do tipo "ICE" (inicial / mudança / equilíbrio). Aqui apenas lembramos que nesses casos \([\mathrm{H}^+]\) não é igual à concentração inicial do ácido.
Números de Oxidação (Nox)
O que é Número de Oxidação?
O número de oxidação (nox) é a carga elétrica real ou aparente que um átomo adquire em uma substância, de acordo com as regras de distribuição de elétrons em ligações químicas.
Ele é uma ferramenta importante para entender reações de oxirredução, ajudando a identificar quais átomos sofrem oxidação (perda de elétrons) e quais sofrem redução (ganho de elétrons).
Regras Gerais para Determinar o Nox
-
1ª regra: O Nox de cada átomo em uma substância simples é sempre zero.
Exemplos: \( O_2, O_3, P_4, S_8, C_{graf}, C_{diam} \)
-
2ª regra: O Nox de um íon monoatômico é sempre igual à sua própria carga.
Exemplos: \( K^+, Ba^{2+}, F^-, N^{3-} \) → Nox: +1, +2, -1, -3
-
3ª regra: Existem elementos que apresentam Nox fixo em seus compostos.
Metais Alcalinos (1A): Li, Na, K, Rb, Cs, Fr → Nox = +1; Exemplo: \( K_2SO_4 \)
Metais Alcalinos-terrosos (2A): Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra → Nox = +2; Exemplo: \( CaO \)
Zinco (Zn): Nox = +2; Exemplo: \( ZnSO_4 \)
Prata (Ag): Nox = +1; Exemplo: \( AgCl \)
Alumínio (Al): Nox = +3; Exemplo: \( Al_2O_3 \)
-
4ª regra: O Nox do elemento hidrogênio (H) nas substâncias compostas é geralmente +1; quando ligado a metais em hidretos metálicos, Nox = -1.
Exemplos: \( HBr, H_2SO_4, C_6H_{12}O_6 \) → Nox: +1, +1, +1
\( NaH, CaH_2 \) → Nox: -1, -1
-
5ª regra: O Nox do oxigênio (O), na maioria dos compostos, é -2.
Exemplos: \( CO, H_2O, H_2SO_4, C_6H_{12}O_6 \) → Nox: -2, -2, -2, -2
No \( OF_2 \) → Nox do O = +2
Nos peróxidos (\( O_2^{2-} \)) → Nox do O = -1; Ex.: \( H_2O_2, Na_2O_2 \)
-
6ª regra: Os halogênios apresentam Nox = -1 em compostos binários nos quais são mais eletronegativos.
Exemplos: \( HCl, MnBr_2, CF_4 \) → Nox: -1, -1, -1
-
7ª regra: A soma dos Nox de todos os átomos de um composto iônico ou molecular é sempre zero.
Exemplos: \( NaCl, HCl, CaO, CO \) → Soma dos Nox = 0
-
8ª regra: Num íon composto, o somatório dos Nox é igual à carga do íon.
Exemplo 3: \( P_2O_7^{4-} \): P → X, O → -2
\[
2X + 7(-2) = -4
\]
\[
X = +5 \quad (\text{Nox do P})
\]
Número de Oxidação em Compostos Iônicos
No caso dos compostos iônicos, chama-se Número de Oxidação (Nox) a própria carga elétrica do íon.
Exemplo: \( MgO \) → \( Mg^{2+} \) Nox = +2, \( O^{2-} \) Nox = -2
Número de Oxidação em Compostos Covalentes
Nos compostos covalentes, não há um átomo que perca e outro que ganhe elétrons, pois os átomos compartilham elétrons.
Podemos, entretanto, estender o conceito de Nox: seria a carga elétrica teórica que o átomo iria adquirir se houvesse ruptura da ligação, ficando os elétrons com o átomo mais eletronegativo.
Exemplo de Nox em Composto Covalente
No ácido clorídrico (\( HCl \)):
- O cloro é mais eletronegativo e atrai o par eletrônico → Cl = -1, H = +1
Oxidação e Redução considerando Nox
- Oxidação: perda de elétrons ou aumento do número de oxidação de um elemento;
- Redução: ganho de elétrons ou diminuição do número de oxidação de um elemento.
Oxidação e Redução (Reações Redox)
Exemplos cotidianos de reações redox:
- Um material sofrendo combustão (queima)
- Enferrujamento do ferro
- Queima de combustíveis nos veículos
- Pilhas e baterias (calculadoras, carros, brinquedos, rádios, TVs)
Exemplos de Reações Redox
Magnésio e Oxigênio
\[
\text{Oxidação: } Mg \rightarrow Mg^{2+} + 2e^-
\]
\[
\text{Redução: } O + 2e^- \rightarrow O^{2-}
\]
Zinco e Sulfato de Cobre
\[
Zn(s) + Cu^{2+}(aq) \rightarrow Zn^{2+}(aq) + Cu(s)
\]
- Zn → Oxidação, perde 2 elétrons
- Cu²⁺ → Redução, ganha 2 elétrons
Semirreações
- Oxidação: \( Zn \rightarrow Zn^{2+} + 2e^- \)
- Redução: \( Cu^{2+} + 2e^- \rightarrow Cu \)
Exemplos de Cálculo de Nox
Exemplo 1: \( H_3PO_4 \)
\[
3(+1) + X + 4(-2) = 0 \Rightarrow X = +5
\]
Exemplo 2: \( K_2Cr_2O_7 \)
\[
2(+1) + 2X + 7(-2) = 0 \Rightarrow X = +6
\]
Variação do Nox nas Reações de Óxido-Redução
\[
Cu \rightarrow Cu^{2+} + 2e^- \quad \text{Oxidação}
\]
\[
2Ag^+ + 2e^- \rightarrow 2Ag \quad \text{Redução}
\]
| Espécie | Nox | Perda/Ganho de e⁻ | Tipo de Reação | Variação do Nox |
| Cu | 0 → +2 | Perda de e⁻ | Oxidação | Aumento do Nox |
| Ag | +1 → 0 | Ganho de e⁻ | Redução | Diminuição do Nox |
Agentes Oxidante e Redutor
- Cu → Oxidação → Agente redutor
- Ag⁺ → Redução → Agente oxidante
Conclusão
Com isso, verificamos a importância das reações redox e aprendemos as regras e mecanismos de como calcular o número de oxidação (Nox) das substâncias iônicas e moleculares.
Velocidade de reações
A velocidade de uma reação química é uma grandeza que indica a rapidez com que os reagentes são transformados em produtos. Esse conceito é fundamental para a Medicina Veterinária, pois permite compreender, por exemplo, a cinética de fármacos e processos bioquímicos em organismos vivos.
Considere a reação genérica:
\[ aA + bB \rightarrow cC + dD \]
A velocidade da reação pode ser expressa como a variação da concentração dos reagentes ou produtos em função do tempo:
\[ v = -\frac{1}{a} \cdot \frac{d[A]}{dt} = -\frac{1}{b} \cdot \frac{d[B]}{dt} = \frac{1}{c} \cdot \frac{d[C]}{dt} = \frac{1}{d} \cdot \frac{d[D]}{dt} \]
A unidade da velocidade é geralmente expressa em mol/L·s (mol por litro por segundo).
A velocidade das reações químicas depende de diversos fatores:
Concentração dos reagentes
Temperatura
Presença de catalisadores
Superfície de contato (no caso de reagentes sólidos)
Natureza química dos reagentes
Para uma reação elementar do tipo:
\[ A + B \rightarrow C \]
A lei de velocidade pode ser dada por:
\[ v = k[A]^m[B]^n \]
Onde:
\( k \) é a constante de velocidade;
\( m \) e \( n \) são ordens da reação em relação a \( A \) e \( B \), determinadas experimentalmente.
Teoria de Arrhenius
Svante Arrhenius propôs uma equação que relaciona a constante de velocidade \( k \) com a temperatura e a energia de ativação:
\[ k = A \cdot e^{-E_a / RT} \]
Onde:
\( k \) é a constante de velocidade;
\( A \) é o fator pré-exponencial (frequência de colisões eficazes);
\( E_a \) é a energia de ativação (em J/mol);
\( R \) é a constante universal dos gases \[ R = 8{,}314 \, \text{J/mol·K} \);
\( T \) é a temperatura em Kelvin.
Essa equação mostra que, ao aumentar a temperatura, a constante de velocidade \( k \) aumenta exponencialmente, acelerando a reação.
EXEMPLO: Dada a reação com:
\( A = 2{,}5 \times 10^{13} \, \text{s}^{-1} \)
\( E_a = 75{,}000 \, \text{J/mol} \)
\( T = 298 \, \text{K} \)
Calcule a constante de velocidade \( k \) usando a equação de Arrhenius.
Passo 1: Substituir os valores na equação
\[
k = 2{,}5 \times 10^{13} \cdot e^{-75000 / (8{,}314 \cdot 298)}
\]
Passo 2: Calcular o expoente
\[
\frac{75000}{8{,}314 \cdot 298} \approx \frac{75000}{2477{,}77} \approx 30{,}26
\]
Passo 3: Calcular o valor de \( k \)
\[
k = 2{,}5 \times 10^{13} \cdot e^{-30{,}26} \approx 2{,}5 \times 10^{13} \cdot 7{,}28 \times 10^{-14}
\]
\[
k \approx 1{,}82 \, \text{s}^{-1}
\]
Portanto, a constante de velocidade da reação a 298 K é aproximadamente \( 1{,}82 \, \text{s}^{-1} \).
EXEMPLO: Considere a reação elementar:
\[ A + B \rightarrow C \]
Com a lei de velocidade:
\[ v = k [A]^m [B]^n \]
onde \( m = 1 \) e \( n = 2 \).
Dados:
Fator pré-exponencial: \( A = 1{,}0 \times 10^{12} \, \text{s}^{-1} \)
Energia de ativação: \( E_a = 80000 \, \text{J/mol} \)
Temperatura: \( T = 310 \, \text{K} \)
Concentração de \( A \): \( [A] = 0{,}020 \, \text{mol/L} \)
Concentração de \( B \): \( [B] = 0{,}010 \, \text{mol/L} \)
Passo 1: Calcular a constante de velocidade \( k \) pela equação de Arrhenius:
\[
k = A \cdot e^{-\frac{E_a}{RT}}
\]
Com \( R = 8{,}314 \, \text{J/mol·K} \):
\[
k = 1{,}0 \times 10^{12} \cdot e^{-\frac{80000}{8{,}314 \times 310}}
\]
Calculando o expoente:
\[
\frac{80000}{8{,}314 \times 310} = \frac{80000}{2577{,}34} \approx 31{,}04
\]
Então:
\[
k = 1{,}0 \times 10^{12} \cdot e^{-31{,}04} \approx 1{,}0 \times 10^{12} \times 3{,}34 \times 10^{-14} = 3{,}34 \times 10^{-2} \, \text{s}^{-1}
\]
Passo 2: Calcular a velocidade da reação usando a lei cinética:
\[
v = k [A]^m [B]^n = (3{,}34 \times 10^{-2}) \times (0{,}020)^1 \times (0{,}010)^2
\]
Calculando as potências das concentrações:
\[
v = 3{,}34 \times 10^{-2} \times 0{,}020 \times 0{,}0001 = 3{,}34 \times 10^{-2} \times 2 \times 10^{-6} = 6{,}68 \times 10^{-8} \, \text{mol/(L·s)}
\]
Resposta: A velocidade da reação sob essas condições é aproximadamente \( 6{,}68 \times 10^{-8} \, \text{mol/(L·s)} \).
EXERCÍCIOS
- Quantos átomos há em \(2,5\) mols de átomos de carbono? (Use \(N_A = 6,022\times10^{23}\) átomos/mol)
- Determine a massa de \(3,0\) mols de água \(H_2O\), sabendo que as massas atômicas são: \(H = 1,0\) g/mol e \(O = 16,0\) g/mol.
- Quantos mols de oxigênio estão contidos em \(4,8\times10^{23}\) moléculas de \(O_2\)?
- Calcule a quantidade de moléculas presentes em \(0,25\) mol de glicose \(C_6H_{12}O_6\).
- Determine a massa de \(2,0\) mols de gás oxigênio \(O_2\), sabendo que \(O = 16,0\) g/mol.
- Quantos átomos de hidrogênio existem em \(0,5\) mols de metano \(CH_4\)?
- Quantos mols existem em \(180\) g de glicose \(C_6H_{12}O_6\), sabendo que sua massa molar é \(180\) g/mol?
- Qual a massa de \(1,5\times10^{24}\) moléculas de gás nitrogênio \(N_2\)? (Use \(N = 14,0\) g/mol)
- Quantos mols de \(CO_2\) correspondem a \(8,8\) g, sabendo que \(C = 12,0\) g/mol e \(O = 16,0\) g/mol?
- Quantas moléculas há em \(44\) g de gás carbônico \(CO_2\)? (Massa molar do \(CO_2\): \(44\) g/mol)
- Resolva a soma: \( (3,2\times10^4)+(4,8\times10^3) \)(Resposta: \( 3,68 \cdot 10^4 \))
- Resolva a subtração: \( (5,6\times10^5)-(2,3\times10^5) \)(Resposta: \( 3,3 \cdot 10^5 \))
- Multiplique os números em notação científica: \( (2,5\times10^3)\times(4,0\times10^2) \)(Resposta: \( 1 \cdot 10^6 \))
- Divida os números em notação científica: \( \frac{6,0\times10^6}{3,0\times10^2} \)(Resposta: \( 2 \cdot 10^2 \))
- Some os valores abaixo: \( (7,1\times10^2)+(5,9\times10^3) \)(Resposta: \( 6,61 \cdot 10^3 \))
- Subtraia os valores abaixo: \( (9,0\times10^6)-(6,5\times10^5) \)(Resposta: \( 8,35 \cdot 10^6 \))
- Multiplique os números em notação científica: \( (3,0\times10^4)\times(2,0\times10^3) \)(Resposta: \( 6 \cdot 10^7 \))
- Divida os números em notação científica: \( \frac{8,4\times10^7}{4,2\times10^3} \)(Resposta: \( 2 \cdot 10^4 \))
- Resolva a seguinte operação mista: \( (2,0\times10^3)+(4,5\times10^4)-(1,5\times10^3) \)(Resposta: \( 4,55 \cdot 10^4 \))
- Resolva a operação: \( (6,0\times10^5)\times(2,0\times10^{-2}) \)(Resposta: \( 1,2 \cdot 10^4 \))
- Para os elementos abaixo, identifique o símbolo atômico, número atômico, período, grupo, camada de valência, número de elétrons na camada de valência e faça o esboço do átomo através do diagrama de Pauling:
- Carbono
- Hidrogênio
- Oxigênio
- Nitrogênio
- Fósforo
- Enxofre
- Calcule a massa molar de cada composto abaixo:
- CaCO3
- CH4
- CO2
- CuSO4·5H2O
- Fe2O3
- H2O
- HNO3
- KNO3
- Mg(OH)2
- NaCl
- Identifique os grupos a que pertencem os seguintes elementos: Cloro (Cl), Bário (Ba), Ferro (Fe).
- Explique por que os gases nobres são pouco reativos
- Faça a distribuição eletrônica dos elementos: C, H, O, N, P, S.
- Faça a distribuição eletrônica dos elementos: Li, Be, Ar, F, He.
- Calcule a energia de um fóton referente a cor verde.
- Calcule a energia de um fóton de luz visível com uma frequência de \(5 \cdot 10^{14} \text{Hz} \)
- Explique o funcionamento do olho humano.
- Uma clínica veterinária utiliza um aparelho de raios-X para diagnosticar fraturas em pequenos animais, como cães e gatos. O técnico responsável precisa ajustar a tensão aplicada na ampola de raios-X para obter imagens claras e com boa definição. Você, como estudante de Medicina Veterinária, deve entender como os parâmetros físicos influenciam a qualidade da imagem radiográfica. (Tensões entre 40kV e 100kV, corrente de operação 10mA e eficiência do anodo é de 0,5%)
- Calcule a energia cinética dos elétrons
- Potência dissipada como calor
- Calcule a frequência da radiação emitida.
- O átomo é composto por?
- O núcleo atômico é composto por?
- Qual modelo assumia que o átomo era indivisível e indestrutível?
- Qual modelo atômico é conhecido como “pudim de passas”?
- Qual modelo pressupõe que o átomo tem um núcleo central pequeno e denso, rodeado por elétrons?
- Qual modelo atômico pressupõe que os elétrons orbitam o núcleo em níveis de energia definidos?
- Qual modelo atômico descreve que os elétrons possuem áreas com alta probabilidade de estar ao redor do núcleo?
- Uma partícula elementar que representa o “quantum” da radiação eletromagnética e é a menor unidade indivisível de energia luminosa pode ser chamada de?
- Quais os tipos de ligações químicas?
- A tabela periódica organiza o quê?
- Qual a quantidade de moléculas em \(1,2 mol \) de \(N_2 \)? Qual a quantidade de átomos?
- Qual a massa de \( He \) em \( 4,3 mol \) de \(He \)?
- Qual a massa de Oxigênio presente em 17 mol de água?
- Um veterinário precisa preparar 500 mL de uma solução de glicose 5% m/v para um animal. Qual a massa de glicose necessária?
- Um frasco contém 250 mL de álcool etílico com densidade de 0,789 g/mL. Qual a massa do álcool no frasco?
- A) Um cão de 15kg vai realizar uma cirurgia para remoção de corpo estranho, e necessita receber fluidoterapia a uma taxa de 5mL/kg/h. Calcule a velocidade de infusão do Ringer Lactato em gotas/segundo. Sabe-se que em um equipo de macrogotas, 20 gotas equivalem a 1 mL. B) Esse mesmo animal precisou ser sedado e você escolheu a acepromazina cuja dose é de 0,2 mg/kg e a apresentação é de 0,2%. Calcule o volume a ser administrado.
- A) Você precisa administrar 5g de glicose em um cão (filhote) de 5kg e a taxa é de 5mL/kg/h, então como na clínica só tem soro glicosado a 10%, qual o volume total a ser infundido e qual a velocidade de infusão em gotas/segundo. Sabe-se que um equipo de microgotas, fornece 60 gotas/ mL. B) Qual será o tempo total de infusão?
- Um frasco contém 500 mL de óleo com densidade de 0,920 g/mL. Qual a massa do óleo no frasco?
- Um recipiente contém 300 mL de gasolina com densidade de 0,740 g/mL. Qual a massa da gasolina no recipiente?
- Uma garrafa contém 150 mL de glicerina com densidade de 1,260 g/mL. Qual a massa da glicerina na garrafa?
- Um copo contém 400 mL de água com densidade de 1,000 g/mL. Qual a massa da água no copo?
- Um frasco contém 200 mL de querosene com densidade de 0,820 g/mL. Qual a massa do querosene no frasco?
- Um tanque contém 1000 mL de mercúrio com densidade de 13,534 g/mL. Qual a massa do mercúrio no tanque?
- Um recipiente contém 750 mL de acetona com densidade de 0,790 g/mL. Qual a massa da acetona no recipiente?
- Uma garrafa contém 600 mL de vinagre com densidade de 1,010 g/mL. Qual a massa do vinagre na garrafa?
- Um copo contém 350 mL de leite com densidade de 1,030 g/mL. Qual a massa do leite no copo?
- Um frasco contém 800 mL de álcool isopropílico com densidade de 0,785 g/mL. Qual a massa do álcool no frasco?
- Efetue as operações abaixo e dê o resultado em notação científica.
- \( (2,5 \times 10^3) + (3,2 \times 10^2) \).
- Multiplique \( 6,4 \times 10^4 \) por \( 2,5 \times 10^3 \).
- Divida \( 8,1 \times 10^5 \) por \( 2,7 \times 10^2 \).
- \( (5,6 \times 10^6) - (3,4 \times 10^5) \).
- \( (9,2 \times 10^7) \times (4,1 \times 10^2) \).
- \( (7,5 \times 10^3) \div (1,5 \times 10^1) \)?
- \( (3,6 \times 10^5) - (1,2 \times 10^4) \).
- Multiplique \( 5,3 \times 10^2 \) por \( 4,2 \times 10^3 \).
- Divida \( 9,8 \times 10^6 \) por \( 2,0 \times 10^2 \).
- \( (1,4 \times 10^4) + (2,6 \times 10^3) \).
- Escolha 1 produto e calcule a concentração de cada item apresentado no rótulo por unidade de referência e determine a quantidade total do item na embalagem.
- Considere algumas informações nutricionais do ovo de galinha: Porção de 100g: 155 kcal; Gorduras totais: 11g; Gorduras saturadas: 3,3g; Colesterol: 373mg; Sódio: 124 mg; Potássio: 126 mg; Carboidratos: 1,1g; Proteínas: 13g. Determine a quantidade de:
- Calorias em 230g de ovo
- 356,5 kcal
- 5,94 g
- 6,5 g
- 2,33 g
- 39,68 mg
- Gorduras saturadas em 180g de ovo
- 356,5 kcal
- 5,94 g
- 6,5 g
- 2,33 g
- 39,68 mg
- Proteínas em 50g de ovo
- 356,5 kcal
- 5,94 g
- 6,5 g
- 2,33 g
- 39,68 mg
- Carboidratos em 212g de ovo
- 356,5 kcal
- 5,94 g
- 6,5 g
- 2,33 g
- 39,68 mg
- Sódio em 32g de ovo
- 356,5 kcal
- 5,94 g
- 6,5 g
- 2,33 g
- 39,68 mg
- O resultado de \(3,2 \cdot 10^3 \cdot 4,5 \cdot 10^6 \) é:
- \( 1,44 \cdot 10^8 \)
- \( 1,44 \cdot 10^9 \)
- \( 1,44 \cdot 10^{10} \)
- \( 1,44 \cdot 10^{11} \)
- \( 1,44 \cdot 10^{12} \)
- Um recipiente contém um material cuja densidade é de \(3,2 g/L \). Se o volume do recipiente é de 4 L e esse material ocupa todo o espaço do recipiente, qual é a massa desse material?
- 12,8 mg
- 12,8 g
- 12,8 kg
- 12,8 cg
- 12,8 dg
- Qual a quantidade de moléculas em 4,6 mols de \(\text{O}_2 \)?
- Qual a quantidade de átomos em 3,9 mols de \(\text{H}_2\text{S}\text{O}_4 \)?
- Qual a massa de oxigênio em 4 mols de água?
- Calcule o volume ocupado por 250g de alumínio
- Calcule a massa de 500 cm³ de mercúrio
- Calcule a massa específica de um bloco de chumbo com massa de 1140g e volume de 100 cm³
- Calcule o volume ocupado por 80g de ferro
- Calcule o volume ocupado por 150g de zinco
- Calcule a massa de 200 cm³ de ouro
- Calcule a massa específica de um pedaço de prata com 540g e volume de 50 cm³
- Calcule o volume ocupado por 90g de estanho
- Calcule a massa de 350 cm³ de níquel
- Calcule a massa específica de uma amostra de platina com 430g e 20 cm³
- Calcule o volume ocupado por 60g de titânio
- Calcule a massa de 120 cm³ de silício
- Calcule a massa específica de uma barra de tungstênio com 960g e 50 cm³
- Calcule o volume ocupado por 300g de manganês
- Calcule a massa específica de um bloco de cobalto com 885g e 100 cm³
- Calcule o volume ocupado por 210g de magnésio
- Calcule a massa de 400 cm³ de lítio
- Calcule a massa específica de uma amostra de bismuto com 945g e 75 cm³
- Calcule o volume ocupado por 110g de cálcio
- Calcule a massa de 300 cm³ de gálio
