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Equações Químicas — Conceito de Mol
Joaquim Delphino Da Motta Neto
Departamento de Química, Cx. Postal 19081
Centro Politécnico, Universidade Federal do Paraná (UFPR)
Curitiba, PR 81531-990, Brasil
CQ167, Aula #3
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Na aula anterior vimos a principal motivação deste curso, o Atomismo.
Hoje começamos a examinar aspectos práticos de uma das 
principais manifestações desta 
corrente filosófica...
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Resumo
Equações químicas - convenções 
Princípio de Lavoisier
Lei das proporções definidas (1794)
Balanceamento de equações
Conceito de mol
Exemplos
Conclusão
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Ao longo dos séculos, os pesquisadores foram examinando reações químicas cada vez mais complexas, de forma que apareceu a necessidade de uma representação acurada dos diferentes processos...
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Jean Beguin (1550-1620)
Um iatroquímico responsável pela publicação de um dos primeiros livros-texto de química, o Tyrocinium Chymicum de 1610.
Foi o primeiro a usar diagramas de reação rudimentares.
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Em 1615...
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Diagrama de Beguin descrevendo a reação de “sublimato corrosivo” (HgCl2 ) com Sb2S3 . 
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É lógico que hoje em dia já dispomos de regras formais para escrever as equações. 
Vamos a elas: 
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Equações químicas
Uma “equação química” é uma representação matemática de um processo no qual um certo arranjo mecânico de átomos e/ou moléculas é transformado de um estado a outro.
O papel da equação química é descrever o processo químico, tanto qualitativa como quantitativamente, de maneira breve e precisa. 
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Numa equação entidades “reagentes” são escritas do lado esquerdo, e entidades “produtos” são escritas do lado direito. Estas entidades são ligadas por diferentes símbolos conforme o caso:
= para uma relação estequiométrica;
 para uma reação líquida numa certa direção;
 ou ⇄ para uma reação em ambas direções; e
⇌ para um sistema em equilíbrio.
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Outras convenções importantes:
Um pequeno símbolo  (delta maiúsculo) acima da seta indica que é necessário adicionar calor ao sistema para que a reação ocorra.
Freqüentemente é interessante se especificar (escrevendo-se entre parênteses) o estado de cada componente:
(g) para gás, 
	(s) para sólido, 
		(  ) para líquido, e 
			(aq.) para solução aquosa
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E as quantidades de 
cada componente?
Será que é preciso representá-las também?...
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Antoine Lavoisier (1743-1794)
Chegou ao oxigênio em 1778 com a ajuda dos trabalhos de Joseph Priestley.
Derrubou a teoria do flogístico.
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Princípio de Lavoisier
Na Natureza nada se cria, nada se perde, tudo se transforma.
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Trabalhos de outros pesquisadores e filósofos sugeriram que o Princípio de Lavoisier tinha validade geral.
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Joseph L. Proust (1754-1826)
Em 1794, enunciou a Lei das
Proporções Definidas, que 
forma a base da estequiometria.
Em 1815, Proust propôs que os 
pesos atômicos são todos múltiplos 
do peso do átomo de hidrogênio. 
A hipótese de Proust é a de que “o hidrogênio é a matéria primordial que forma os outros elementos, por condensações sucessivas.”
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Lei das Proporções definidas ou Lei da Composição Constante
Qualquer substância química é composta de proporções exatas em massa de elementos, independentemente de como o composto foi criado.
Todas as amostras da substância apresentam esta proporção particular.
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John Dalton (1766-1844)
Interessado em Meteorologia, entre 1799 e 1801 leu uma série de papers sobre tópicos meteorológicos perante a Literary and Philosophical Society. Nestes papers há uma declaração independente da lei de Charles, mais a hoje famosa lei das pressões parciais.
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Lei das pressões parciais (1802)
Dada uma mistura de gases, cada um numa quantidade ni , a pressão total é dada por 
Ref.: J. Dalton, Mem. Liter. Phil. Soc. Manchester 5, 535 (1802).
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Amadeo Avogadro (1776-1856)
Em 1811, publicou um artigo no Journal de Physique em que claramente distinguia os átomos das moléculas. Chamou a atenção para o fato de que Dalton tinha confundido os dois conceitos. 
Hipótese de Avogadro (1813): volumes iguais de quaisquer gases, à mesma temperatura e pressão, contêm o mesmo número de moléculas.
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As propostas de Avogadro foram inicialmente rejeitadas, para serem revisitadas quase seis décadas depois...
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Stanislao Cannizzaro (1826-1910)
Em 1851 preparou cianamida. A seguir descobriu a reação que leva seu nome. Em 1858 reviveu a sugestão de Avogadro, insistindo na distinção entre os conceitos de peso atômico e peso molecular. Apresentou sua tese na Conferência de Karlshuhe (1860).
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Conceito de mol
Números iguais de átomos estão presentes estão contidos num peso atômico de cada elemento. Números iguais de moléculas estão presentes estão contidos num peso molecular ou massa molar de cada composto.
Estes termos são rústicos, mas são usados por que se referem a um número fixo de partículas. Resta então a pergunta: que número é este ?...
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Definição de mol
O número de átomos contido em 12,0000 g de 12C é chamado de “número de Avogadro” ( NAv ). 
Um “mol” é a quantidade de qualquer material que contem um número de Avogadro de partículas.
Este número pode ser medido por várias técnicas diferentes. Atualmente a melhor estimativa é
NAv = 6,022141023 mol-1 
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Exemplo:
O peso atômico do cálcio é 40,08 g.mol-1.
Assim, uma amostra de 10,02 g de cálcio
contém 0,250 moles de átomos de cálcio.
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Por que é importante exprimir as quantidades de componentes em termos de moles em vez de massa?
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Devido ao Princípio da conservação de massa, qualquer equação deveria representar correta- mente a estequeometria observada na reação. 
Isso é conseguido multiplicando-se cada componente (reagente ou produto) por um “coeficiente estequeométrico” que é escrito na frente dele. Se o coeficiente não é escrito, assume-se que ele é a unidade.
 Ex.: CH4 + 2 O2  CO2 + 2 H2O
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Como sempre é necessário saber a estequeometria correta de cada reação, é importante sabermos como obter os coeficientes estequeométricos, ou seja, balancear as equações.
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Balanceamento de equações
Existem dois métodos principais para se obter os coeficientes:
 Por inspeção (para reações mais simples)
 Método algébrico (para reações com grande número de reagentes e produtos) 
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Equações moleculares
Descrevem a reação em termos dos materiais que participam. Por exemplo, na reação
4 NH3 + 3 O2  2 N2 + 6 H2O
Os coeficientes estequiométricos indicam exatamente as proporções entre os números de moléculas que reagem. 
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Equações iônicas
Ocorrem entre íons em solução. Um par de íons entra em contato para produzir um gás, ou um precipitado, ou água ou outra substância não-ionizada. Por exemplo, na reação
NaCl (aq.) + AgNO3 (aq.)  NaNO3 (aq.) + AgCl (s)
A reação que ocorre é apenas 
		Ag+ (aq.) + Cl– (aq.)  AgCl (s)
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Reações iônicas são interessantes por que muito frequentemente elas exprimem a essência do processo químico de interesse. Por exemplo, na reação
NaCl (aq.) + AgNO3 (aq.)  NaNO3 (aq.) + AgCl (s)
A reação que ocorre é apenasa precipitação
		Ag+ (aq.) + Cl– (aq.)  AgCl (s)
Neste caso, os íons Na+ e NO3– são os chamados “íons espectadores”. Eles não participam do processo químico real.
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Ok. Muito bonito, mas...
Para que tudo isso?
Em que podemos usar o que vimos nesta aula?
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Cálculos estequeométricos
A definição de mol e o princípio da conservação podem ser usados para atacar o problema das relações ponderais nas reações químicas.
Transformando massas em números de moles e vice-versa podemos prever completamente os produtos de qualquer reação química. 
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Como toda lei importante, a estequeometria tem vários corolários... Alguns dos quais serão examinados mais tarde em Termodinâmica.
Vejamos um deles que é particularmente importante
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No final do século XVIII, um dos problemas mais importantes era o da determinação da evolução de calor em reações químicas.
A teoria do flogisto era geralmente aceita por falta de experimentos adequados.
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Antoine Lavoisier (1743-1794)
Seus famosos experimentos demonstraram a inconsistência da teoria do flogisto.
Lançou a hipótese do calórico.
Participou de várias reformas durante a Revolução, inclusive a adoção do sistema métrico.
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Lei de Lavoisier
O calor liberado numa reação é igual ao calor recebido na reação reversa.
Exemplo: se a entalpia de vaporização da água é +44 kJ.mol -1 na temperatura de 25°C, então a entalpia de condensação do vapor d’água nesta mesma temperatura é –44 kJ.mol -1 .
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Germain Henri Hess (1802-1850)
Estudou na Universidade de Dorpat e em Stockholm onde foi aluno de Berzelius. Em 1830 fixou-se em São Petersburgo, dando aulas no Centro Politécnico.
Publicou sua lei em 1840, antecipando-se em dois anos à lei de conservação de energia.
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Lei de Hess (1840)
Se um processo qualquer puder ser imaginado como uma seqüência finita de etapas, 
a evolução de calor total do processo
 é igual à soma algébrica das 
evoluções de calor de cada etapa.
Isto vale para qualquer processo!
Esta declaração facilita MUITO o trabalho!
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Equações químicas podem ser somadas algebricamente, permitindo o cálculo da entalpia de reações (aparentemente) difíceis somando-se reações mais triviais.
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Do mesmo modo, calores de formação podem ser somados algebricamente.
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Grupos termoquímicos
Não é possível chegar às entalpias de formação das substâncias a partir da informação da identidade química. No entanto, é possível estabelecer correlações aproximadas com grupos de átomos.
Veja em Atkins, volume 1, capítulo 2, páginas 61-62 a descrição dos grupos termoquímicos de Benson.
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Para completar, vamos fazer um exemplo…
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Oxidação de amônia a NO 
A reação a ser estudada é
4 NH3 (g) + 5 O2 (g)  4 NO (g) + 6 H2O (  )
e queremos reagir 750 g de NH3 com 750 g de O2.
Quem é o reagente limitante? Quantos moles de reação podem ser feitos? Quantos moles de produto são obtidos?
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1.Determinar o reagente limitante
Esse é fácil: basta dividir cada massa pelo mol e pelo coeficiente estequeométrico na reação. Assim,
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Claramente o oxigênio é o reagente limitante, pois ele fornece o menor número de moles.
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2. Cálculo da massa de produto
Esse também é simples se lembrarmos que as relações estequeométricas são fixas: 
5,0 moles de O2 produzem 4 moles de NO
 160 g de O2 produzem 120 g de NO
 750 g de O2 produzem 562,5 g de NO
Regra de três apenas !...
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Conclusão
A estequeometria consiste de técnicas fáceis de usar; basta praticarmos para ganharmos certa fluência na aplicação dos procedimentos.
Faça os exercícios e tire suas dúvidas! 
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Próximas aulas:
Teorias de estrutura atômica
Equação de Schrödinger
Átomos
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