Aula 06 - FQ_aula_6_complementar

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Prof° esp. Eduardo Araujo
Fundamentos de Química
Aula 6
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Conversa Inicial
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Olá pessoal! Neste conteúdo vamos conhecer 
os fundamentos básicos a respeito dos 
mecanismos das reações químicas, que é a 
base da estequiometria e ainda vamos 
conhecer alguns cálculos importantes para a 
química.
Conversa Inicial
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Reações Químicas
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Tipos de reações químicas
Análise ou decomposição
Síntese ou adição
Simples troca
Dupla troca
Reações Químicas
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Para que as reações químicas aconteçam é 
necessário que:
Haja a quebra de ligações entre os 
átomos;
Transformações nas substãncias em 
relação ao estado inicial;
As transformações dependem do tipo de 
processo que irão passar.
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Reação de análise ou decomposição: 
Uma única substância gera dois ou mais 
produtos.
AB → A + B
2 NaN3(s) → 3 N2(g) + 2 Na(s)
*reação que ocorre no airbag de um veículo
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Reação de simples troca ou deslocamento: 
Uma substância simples reage com uma 
composta, originando uma simples e outra 
composta.
A + BC → AC + B
Zn (s) + 2 HCl (aq) → ZnCl2(aq) + H2 (g)
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Reação de síntese ou adição: 
Duas ou mais substâncias originam um único 
produto.
A + B → AB
2 Mg(s) + 1 O2(g) → 2 MgO(s)
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Reação de dupla troca: 
Dois reagentes reagem formando dois produtos.
AB + CD → AD + BC
H2SO4 (aq) + Ba(OH)2 (aq) → 2 H2O(l) + BaSO4(s)
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Reação de neutralização
Sal e água
2 HCl(aq) + Mg(OH)2(aq) → MgCl2(aq) + 2 H2O(ℓ)
Reagentes:
Produtos: 
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Nomenclatura
Ácido Clorídrico → Cloreto
Ácido sulfúrico → Sulfato
Ácido sulfuroso → Sulfito
Ácidoo Sal
Ídrico (sem O ) Eto
Ico Ato
Oso Ito
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Sais:
Formados por cátions e ânions.
Monovalentes, bivalentes, trivalentes...
Cátion +1 +2 +3 +4
Grupo Grupo 1 Grupo 2 Grupo 3 Grupo 4
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Balanceamento de Equações 
Químicas
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As reações químicas envolvem reagentes 
para a formação de produtos
A partir dos diversos tipos de reações 
obtemos produtos diferentes
Fórmulas químicas
Balanceamento de Equações Químicas
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Balanceamento de equações
Manter a mesma relação entre reagentes e 
produtos
Cálculo estequiométrico
Acerto dos coeficientes
Reagentes → Produtos
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Método de tentativas:
Al + H2SO4 → Al2(SO4)3 + H2
Metais
Ametais
Carbono
Hidrogênio
Oxigênio
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Oxirredução
(Baseia-se no número de elétrons)
Variação do NOX
OXIDA
PERDE ELÉTRONS
AUMENTA O NOX
REDUTOR
REDUZ
GANHA ELÉTRONS
DIMUNUI O NOX
OXIDANTE
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Agente oxidante: Cl2
Agente Redutor: C
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K2Cr2O7(aq) + H2O(l) + S(g) → KOH(aq) + Cr2O3(s) + SO2(g)
Agente oxidante:
Agente Redutor:
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Número de Mol
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mol deriva de moles, que em latim, significa 
um montão, um amontoado ou uma pilha.
Um montão de átomos ou moléculas;
Constante de Avogadro: 6,02 x 1023
1 Mol de qualquer substância contém
6,02 x 1023 moléculas
Representado por “M” maiúsculo.
Número de Mol
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Massa Molar:
Expressa em u.m.a e é calculada a partir das 
massas atômicas dos átomos da tabela 
periódica.
Por exemplo: A massa molecular da água, de fórmula 
H2O é igual à soma de 2 átomos de H e 1 átomo de oxigênio.
H = 1 u.m.a. x 2 = 2 u.m.a.
O = 16 u.m.a. x1 = 16 u.m.a.
H2O = 16 + 2 = 18 u.m.a
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Para o calculo da massa molar da água em g 
Usam-se as expressões átomo-grama e 
molécula-grama para essa situação.
Massa atômica de H = 1 u.m.a.→ 1 Átomo-grama de H = 1g
Massa atômica de O = 16 u.m.a. → 1 Átomo-grama de O = 16g
Massa molecular de H2O = 18 u.m.a 1 → 1 Molécula-grama de 
H2O = 2 x 1g + 16g =18g
Ou seja, a Massa Molar da água é 18 g
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Mol também indica:
Quantidade – 6,02 x 1023
Massa – a mesma encontrada na Tabela Periódica 
(Massa Atômica)
Volume – 22,4 l nas CNTP
Estequiometria da fórmula:
Regra de três simples
Quantos gramas há em 3 mols de água?
1 mol → 18 g
3mols → x
X = 18 . 3 = 54g de H2O
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Estequiometria de uma reação
1. Escreva e Balanceie a equação:
2 H2(g) + O2(g) → 2 H2O(l)
4H 2O 4H 2O
2. Indicar a quantidade de mol embaixo de cada substância
2 H2(g) + O2(g) → 2 H2O(l)
2 mol 1 mol 2 mol
3. Estabelecer a relação de massa
H = 1; H2 = 2 
O = 16; O2 = 32
H2O = 18
2 H2(g) + O2(g) → 2 H2O(l)
2 mol 1 mol 2 mol
2 • 2 g 32 g 2 • 18 g
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Para calcular a proporção de Hidrogênio, com 
base na massa do oxigênio
2 H2(g) + O2(g) → 2 H2O(l)
2 mol 1 mol 2 mol
2 • 2 g → 32 g 2 • 18 g
x → 10g
Fazendo a regra de três: 2•2 x 10 / 32 = 1,25
x = 1,25 g de H2
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Cálculos Químicos
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Na química, os cálculos exercem um papel 
fundamental, por isso a química é uma 
ciência exata.
Dimensionar processos;
Calcular o rendimento;
Controlar a qualidade dos produtos.
Cálculos Químicos
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Exemplo: Determine a massa de amônia produzida pela reação completa 
de 134,4 L de nitrogênio nas CNTP com suficiente quantidade de 
hidrogênio. (Massas atômicas: H = 1; N = 14)
Cálculo de Volume
1 N2 (g) + 3 H2 (g) → 2 NH3 (g)
Relacionando:
1 mol N2 ocupa 22,4 L (CNTP).
1 mol NH3 = 17 g 
1 N2(g) + 3 H2(g) → 2 NH3(g)
1 mol N2 2 mols NH3
1x22,4 L 2x17 (34 g)
134,4 L m
134,4 x 2 x 17 = 22,4 x m
m = 204 g NH3
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1. Pureza
Exemplo: Se uma amostra de 40g de NaCl é 
70% pura, quanto de NaCl há na amostra?
Cálculo de Pureza e Rendimento
40g – 100%
x (g) – 70%
x = 28g de NaCl
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2. Rendimento
Exemplo: Em uma reação química espera-se 
obter 500g de produto, porém, a reação só 
teve 60% de rendimento. Qual o valor da 
massa obtida de produto?
100 % – 500g
60% – x (g)
x = 300g
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(PUC-RJ/INVERNO/2017) O silicato de sódio (Na2SiO3) 
utilizado na composição do cimento, pode ser obtido 
através de um processo de calcinação (em elevada 
temperatura) da sílica (SiO2) com carbonato de sódio 
(Na2CO3), de acordo com a equação química balanceada, 
representada a seguir:
SiO2(g) + Na2CO3(s) Na2SiO3(s) + CO2(g)
Dados:
M(SiO2) = 60 g mol
-1
M(Na2SiO3) = 122 g mol
-1
Considerando que o rendimento desse processo foi de 
70%, a massa, em kg, de Na2SiO3 formada a partir de 9 kg 
de sílica foi de aproximadamente
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Constante de Clapeyron: R= 0,082atm.L/mol.K
R= 8,314/mol.K; R= 1,987cal/mol.K
Pressão: 1atm = 760mmHg = 101325Pa
Volume:1mL = 1cm³; 1dm³ = 1L = 1000mL
Massa:1000Kg = 1ton; 1Kg = 1000g; 1g = 1000mg
Comprimento: 1nm = 1.10-9m
Constantes de Conversão
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3. Número de Mols (n):
4. Densidade (d): 
n = m/ MM
n = número de mols
m = massa (g)
MM = massa molar (g/mol)
d = m/V
d = densidade
m=massa (g)
V=Volume (cm3)
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Rendimento e Excesso nas 
Reações Químicas
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Exemplo: Considere a seguinte reação corretamente 
balanceada
Determine o reagente limitante e o reagente em 
excesso dessa reação quando 5,52g de sódio reage 
com 5,10 g de Al2O3.
Qual é a massa de alumínio produzida?
Qual é a massa do reagente em excesso que 
permanecerá sem reagir no final do processo?
6 Na(l) + Al2O3(s) → 2 Al(l) + 3 Na2O(s)
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Massas molares: Na = 23 g/mol; Al2O3=102 g/mol 
Quantidade em mols (n) de cada reagente:
n = m/MM
nNa = 5,52g / 23 g/mol → nNa = 0,24 mol
nAl2O3= 5,10g / 102 g/mol → nAl2O3 = 0,05 mol
Relação estequiométrica para descobrir a quantidade de 
Al2O3 necessária para reagir com 0,24 mol de Na
6 Na(l) + Al2O3(s) → 2 Al(l) + 3 Na2O(s)
6 mol → 1 mol
0,24 mol → x
x = 0,04 mol
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Seria necessário 0,04 mol de Al2O3 para reagir 
totalmente com 0,24 mol de Na. 
Tem-se uma massa maior do que essa, que é de 
0,05 mol de Al2O3
O Al2O3(s) é o reagente em excesso e o Na é o 
reagente limitante desta reação.
Se o reagente limitante acabar, a reação cessa.
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Calcular a massa de alumínio produzida relacionando 
a quantidade do reagente limitante:
6 mol de Na ---- 2 mol de Al
6 mol . 23 g/mol de Na ----- 2 mol . 27 g/mol de Al
6 Na(l) + Al2O3(s) → 2 Al(l) + 3 Na2O(s)
138 g Na → 54 g de Al
5,52 g Na → y
y = 54 . 5,52
138
y = 2,16 g de Al
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Cálculo da massado reagente em excesso (Al2O3)
5,10 – 4,08 = 1,02 g de Al2O3 restaram.
0,05 mol → 5,10 g
0,04 mol → w
w = 0,04 . 5,10
0,05
w = 4,08 g de Al2O3 reagiram