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* * ESTEQUIOMETRIA UNIDADE I * * Matéria É o material físico do universo; é tudo que tem massa e ocupa espaço. * * Classificação da Matéria * * Conceitos Uma substância pura (em geral chamada simplesmente de substância) é a matéria que tem propriedades distintas e uma composição que não varia de amostra para amostra. Os elementos não podem ser decompostos em substâncias mais simples. Cada elemento contem um único tipo de átomo. Compostos são constituídos de dois ou mais elementos, logo eles contém dois ou mais tipos de átomos. * * Mistura: um tipo de matéria que consiste de mais de uma substância e pode ser separada em seus componentes fazendo uso das diferentes propriedades físicas das substâncias presentes. * * Mistura homogênea: uma mistura na qual os componentes individuais, estão uniformemente misturados, mesmo em uma escala microscópica. Exemplo: as soluções. * * Mistura heterogênea: uma mistura na qual os componentes individuais, embora estejam misturados, permanecem em diferentes regiões, e podem ser diferenciados em escala microscópica. Exemplo : uma mistura de areia e sal. * * Lei de Proust (1807) A Lei das Proporções Definidas: a quantidade de matéria dos reagentes e a quantidade de matéria dos produtos que participam de uma reação obedecem sempre a uma proporção fixa e definida. Proust chegou a esta conclusão e descobriu, ainda, que esta proporção é característica de cada reação, ou seja, independe da quantidade de reagentes utilizados. Sua lei não foi imediatamente aceita pelos químicos. Um em especial, Vlaude-Louis Berthollet, contestou enfaticamente as ideias de Proust. Mais tarde, Berthollet admitiu que Proust tinha razão. A polêmica em torno do seu trabalho, publicado inicialmente em 1794, fez com que sua lei fosse aceita somente em 1811, quando o químico sueco Jöns Jacob Berzellius finalmente deu crédito às ideias de Proust. * * A Lei na prática Um exemplo simples é a reação de hidrogênio com oxigênio, resultando em água. Para 1 g de hidrogênio e 2 g de oxigênio, tem-se 3 g de água. Para 8 g de hidrogênio com 16 g de oxigênio, tem-se 24 g de água e para 30 g de hidrogênio com 60 g de oxigênio, tem-se 90 g de água. * * Fórmulas químicas Fórmula química: uma coleção de símbolos químicos e subscritos que mostra a composição de uma substância. * * fórmulas Qúmicas Fórmulas moleculares Fórmulas empíricas Formulas estruturais * * Fórmula molecular Indica quais são os átomos e o número de cada um deles numa molécula. * * Indica o número relativo de átomos de cada elemento no composto Fórmula empírica * * Composição centesimal Indica os elementos que compõem a substância e suas porcentagens em massa. Composição % em massa = massa do elemento massa total X 100 * * Exercício Determinação da fórmula molecular a partir da formula empírica A fórmula empírica do estireno (matéria prima para produção do plástico poliestireno) é CH e sua massa molar é 104 g/mol. Deduza sua fórmula molecular. MM – 12 x 1+ 1x1 = 13 g/mol MM/MM da fórmula empírica = 104 /13 = 8 Portanto, a formula do estireno é 8 x CH = C8H8 * * Podemos calcular a fórmula centesimal partindo da fórmula molecular, fórmula mínima ou das massas que participam da reação hidrogênio carbono gás + x g y g 100 g 12 g 4 g 16 g x 100 12 = 16 y 4 = x 12 = 100 16 x = 75 % de C y 4 = 100 16 y = 25 % de H * * Transformações químicas * * As transformações químicas (REAÇÕES) estão baseadas na lei de conservação da massas de LAVOISIER (1774) : 10 g de reagente 10 g de produto 1000 átomos de um elemento nos reagentes 1000 átomos do elemento nos produtos * * Conservação das massas Numa reação química a massa dos reagentes é igual a massa dos produtos – não há perda nem ganho de massa. * * A definição atual de Mol foi proposta pela IUPAC (União Internacional de Química Pura e Aplicada), IUPAP (União Internacional de Física Pura e Aplicada) e pela ISO (Organização Internacional para Padronização), e ratificada pela 14º Conferência Geral de Pesos e Medidas (1971), como unidade de base no SI (Sistema Internacional) para a grandeza Quantidade de Matéria (substância, entidades elementares também significando "partículas”) MOL * * Mol é a quantidade de matéria de um sistema que contém tantas entidades elementares quanto são os átomos contidos em 12 g de carbono 12. "Quando se utiliza a unidade mol, partículas, devem ser especificadas, podendo ser átomos, moléculas, elétrons, outras partículas ou agrupamentos especificados de tais partículas. * * Definição de Mol Quantidade de matéria que contém o mesmo nº de átomos que em 12 g do isótopo-12 do carbono * * Mol É A UNIDADE UTILIZADA PELOS QUÍMICOS, RELACIONADA COM UM Nº GRANDE DE ÁTOMOS, ÍONS, MOLÉCULAS. O mol : origem da palavra latina moles PORÇÃO, QUANTIDADE * * A definição do Sistema Internacional diz que a massa de 1 mol de átomos de C12 é 12 g, isotopicamente puro. O carbono natural não é puro: é uma mistura de isótopos com 98,90 % de C12 e 1,10 % de C13 : A massa média de C na mistura é 12,011 u (massa atômica do C nas tabelas) A massa de um número de Avogadro destes átomos é 12,011 g ou: 1 mol de átomos de C equivale a 12,011 g UM MOL DE QUALQUER ELEMENTO TEM MASSA EM GRAMAS IGUAL À MASSA ATÔMICA DO ELEMENTO * * LORENZO ROMANO AMEDEO CARLO AVOGADRO ( 1776-1856) “Volumes iguais de gases, nas mesmas condições, tem o mesmo número de moléculas” NA = NÚMERO DE AVOGADRO = 6,022 X 1023 Constante de Avogadro 1 mol correspondem à constante de Avogrado, cujo valor é 6,022 x 1023 particulas mol-1. * * DETERMINAÇÃO DA CONSTANTE DE AVOGADRO Reações envolvidas 4OH- → O2+ 2H2O + 4e ANODO 4H2O + 4e- → 2H2+ 4OH CATODO 2H2O → 2H2+ O2 REAÇÃO GLOBAL ELETRÓLISE DA ÁGUA VOLUME (mL) TEMPO (s) CORRENTE (A) 5,0 501 0,07 PV = nRT q= i x t Ne = q/e N = Ne/ne = NA e= 1,6 x 10-19C * * 1 mol de átomos dos elementos C, S, Cu, Pb e Hg 12 g de carbono 32 g de enxofre 64 g de cobre 207 g de chumbo 201 g de mercúrio * * Massa molar Massa molecular: soma das massas atômicas dos átomos da fórmula química: MM do H2SO4 = 2 x 1,0 g do H + 32,1 g do S + 4 x 16,0 g do O = 98,1 g Massa molar: massa em gramas de 1 mol de partículas MM do H2SO4 = 98 g (uma molécula) MMolar: 98 g (1 mol = 6,02 x 1023 moléculas) * * * * * * Exemplos de massa molar * * ESTEQUIOMETRIA – DERIVADO da palavra grega STOICHEION (elemento) e METRON (medida) Estequiometria das reações químicas: Analisa o lado quantitativo das reações químicas. A estequiometria tem aplicações práticas importantes, como predizer a quantidade de produto que se forma em uma reação química. * * Aplicando cálculos estequiométricos simples conversões: 1) Massa para Mol: Quantos mols de níquel (Ni) há em 4,50 g deste elemento? Ni= 58,71 u, portanto 1 mol de átomos de Ni tem 58,71 g 4,50 g Ni x 1 mol Ni = 0,077 mol Ni 58,71 g Ni 2) Mol para Massa: Quantos gramas de ouro (Au) existem em 0,250 mol deste metal? 1 mol de Au = 197,0 g 0,250 mol Au x 197,0 g Au = 49,25 g Au 1 mol Au * * 3) em fórmulas químicas: Quantos mols de átomos de O estão combinados com 6,20 mols de átomos de P no H3PO4? 6,20mol P x 4mol O = 24,8mol O 4) Em fórmulas mínimas e moleculares: P4O10 é uma fórmula molecular P2O5 é uma fórmula simplificada Em uma amostra de um composto de estanho (Sn) e cloro (Cl) de massa 2,57 g foram encontrados 1,17 g de estanho. Qual é a fórmula mínima da substância? (Cl = 2,57 -1,17 = 1,40 g) * * Mol de Cl: 1,40g Cl x 1mol Cl = 0,0395 mol Cl 35,45 g Mol de Sn: 1,17g Sn x 1mol Sn =0,00986 mol Sn 118,7 g SnCl4 * * 5) Porcentagem em massa a partir de fórmulas. Calcule a composição percentual da sacarose C12H22O11 Massa molar= 342 g/mol Massas atomicas: C - 12, H – 1, O - 16 % C = 12 x 12 x 100 = 42,1 342 * * 6) Fórmula mínima a partir da centesimal Um pó branco utilizado em tintas, esmaltes e cerâmicas tem a seguinte composição percentual: Ba 69,6 %, C 6,09 % e O 24,3 %. Qual é a fórmula mínima? Ba: 69,6gBa x 1molBa/137,3gBa = 0,507mol Ba C: 6,09gC x 1molC/12,01gC = 0,507molC O: 24,3 gO x 1molO/16,00gO = 1,52 molO Ba0,507 C0,507 O1,52 BaCO3 * * Métodos para balanceamento das equações químicas * * Método das tentativas Balancear uma equação química é igualar o número total de átomos de cada elemento, no 1o e no 2o membro da equação. Método das tentativas: Regra 1: escolha o elemento que aparece apenas uma vez em cada membro da equação. Regra 2: prefira o elemento que possua índices maiores. * * Regra 3: transponha os índices do elemento escolhido de um membro para o outro,usando-os como coeficientes. Regra 4: raciocine de modo análogo para os outros elementos. * * Exemplo: Balancear a equação: CaO + P2O5 Ca3(PO4)2 Regra 1: deve-se escolher o Ca ou o P. Regra 2: o Ca é preferível, pois apresenta índices 1 e 3. * * Regra 3: * * Regra 4: acerta-se o P. verificar sempre se o número de átomos de cada elemento é o mesmo em ambos os lados da equação, ou seja, se ela está balanceada. * * Para realizar o balanceamento, temos que colocar um número denominado coeficiente estequiométrico antes dos símbolos. Quando o coeficiente de uma equação for igual a 1, não é preciso escrever. Exercício: Produção de cal CaCO3 CaO + CO2 Produção de ácido nítrico NO2 + H2O + O2 HNO3 * * Ca(OH)2 + H2SO4 CaSO4 + H2O Fe2O3 + CO Fe + CO2 WO3 + H2 W + H2O Exercícios * * MÉTODO DE OXI-REDUÇÃO Consiste em verificar a variação do nox das espécies. Conceitos importantes: Oxidação: perda de elétrons, ou seja, aumento do nox; Redução: ganho de elétrons, ou seja, diminuição do nox; Agente Redutor: Espécie química que se oxidou; Agente Oxidante: Espécie química que se reduziu. * * Regra 1: escolha os elementos que sofrem oxi-redução e determine seus Nox no 1o e no 2 o membro da equação. Regra 2: calcule a variação total do Nox (D). Para tal, basta multiplicar a variação do Nox de cada elemento pelo número de átomos do elemento que a molécula possui. Regra 3: tomar o D do oxidante como coeficiente do redutor e vice-versa. Regra 4: terminar o balanceamento pelo método das tentativas. * * Exemplo: Balancear a equação: P + HNO3 + H2O H3PO4 + NO * * * * Exercício 1) Balancear as equações a seguir: HI + H2SO4 → H2S + H2O + I2 KMnO4 + H2O2 + H2SO4 → K2SO4 + MnSO4 + H2O + O2 * * Método das Algébrico Consiste em atribuir coeficientes algébricos à equação para serem futuramente determinados por meio da resolução de um sistema. * * NH4NO3→ N2O + H2O aNH4NO3 → bN2O +cH2O Afim de que a equação encontre-se balanceada, deve-se ter o mesmo número de átomosde um dado elemento químico no lado esquerdo (reagentes) da equação quanto do lado direito(produtos). Assim: 2a = 2b : N 4a = 2C : H 3 a = (b+c): O Tomando um valor arbitrário a uma das variáveis a fim de resolver-se o sistema: a= 2 e resolvendo o sistema, temos: a = 2, b= 2 e c= 4, dividindo 2 temos: a=1, b=1 e c= 2 Eq. Balanceada: 1NH4NO3 → 1N2O +2H2O Observação: Deve-se sempre tomar os menores números inteiros para efetuar-se o balanceamento das equações. Sistema: 2a = 2b 4a = 2C 3 a = (b+c) * * aFe + bH2O cFe3O4 + dH2 a=3c : Fe 2b=2d: H b=4c: O Sistema: a= 3c 2b =2d b= 4c Tomando c= 1 a=3, b= 4 e d=4 3Fe + 4H2O 1Fe3O4 + 4H2 Exercício: Pb3O4 + Al Al2O3 + Pb C2H5OH + O2 CO2 + H2O * * Equações químicas balanceadas 2 Al(s) + 3 Br2(l) 1 Al2Br6(s) 1- Quantidade relativa dos reagentes 2- Quantidade relativa dos produtos 3- O estado físico de todas as espécies participantes 2 mols de Al reage para formar 1 mol Al2Br6 * * Fator estequiométrico = razão molar 2 Al(s) + 3 Br2(l) 1 Al2Br6(s) Substância desejada Substância dada = 1 mol de Al2Br6 2 mols de Al A equação química balanceada de uma reação é usada para estabelecer a razão molar, o fator usado para converter a quantidade de uma substância na quantidade de outra. * * Passos: 1- Escrever a equação balanceada; 2- Converter massa de reagente em mol; 3- Converter mols do regente em produtos e expressar com fator estequiométrico; 4- Converte mols de produto em massa de produto. Cálculo Estequiométrico - Aplicação * * Balanceamento equação química, envolvendo cálculo estequiométrico 1- ESCREVER AS FÓRMULAS CORRETAS DE REAGENTES E PRODUTOS C4H10(g) + O2(g) CO2(g) + H2O(l) 2- BALANCEAR O Nº DE ÁTOMOS DE CARBONO C4H10(g) + O2(g) 4 CO2(g) + 5 H2O(l) Passo 1 - Escrever a equação balanceada EXEMPLO 1 Calcule a massa de O2 necessário para reagir com 1000g de butano. * * Balanceando uma equação química 1- Escrever as fórmulas corretas de reagentes e produtos C4H10(g) + O2(g) CO2(g) + H2O(l) 2- Balancear o no de átomos de Carbono C4H10(g) + O2(g) 4CO2(g) + H2O(l) * * 3- Balancear nº de átomos de Hidrogênio C4H10(g) + O2(g) 4CO2(g) + 5H2O(l) 4- Balancear o nº de átomos de Oxigênio 2C4H10(g) + 13O2(g) 8CO2(g) + 10H2O(l) 5- Verificar se todos os elementos estão Balanceados. * * Passo 2- Converter massa de butano em mol 1000 g C4H10 x 1 mol C4H10 58 g C4H10 = 17,24 mols Passo 3- Usar o fator estequiometrico para encontrar os mols de O2 necessários 17,24 mols C4H10 x 13 mol O2 2 mols C4H10 = 112,07 mols Passo 4- Converter mols de O2 necessários em massa 112,07 mols O2 x 32 g O2 1 mols O2 = 3586,2 g de O2 * * Exemplo 2 Da reação entre fósforo elementar P4 c/ gás cloro Cl2, obtém-se PCl3. QUAL A MASSA DE Cl2 NECESSÁRIA para REAGIR COM 1,45 g de P4 ? QUAL A MASSA DE PCl3 OBTIDA? * * P4(s) + 6Cl2(g) 4PCl3(l) gramas de reagente P4 gramas de produto PCl3 mol de reagente P4 mol de produto PCl3 x [1/massa molar] x [massa molar] Fator estequiométrico * * 1- ESCREVER A EQ.BALANCEADA P/ A REAÇÃO P4(s) + 6 Cl2(g) 4 PCl3(l) 2-CALCULAR O Nº DE MOL DO P4 * * 3- USAR O FATOR ESTEQUIOMÉTRICO PARA CALCULAR O Nº DE MOL DE Cl2 DESEJADO * * 4- CALCULAR A MASSA DE Cl2 EM 7,02 x 10-2 mol A massa de cloro exigida para a reação completa é 4,98g * * 5- USAR O FATOR ESTEQUIOMÉTRICO PARA CALCULAR O Nº DE MOL DE PCl3 QUE SERÁ PRODUZIDO * * 6- CALCULAR A MASSA (g) DE PCl3 EM 4,68 x 10-2 MOL A massa de PCl3 produzida na reação de 1,45 g de P4 com 4,98 g de Cl2 é de 6,43 g de PCl3 * * Exemplo 2 APLICANDO AS RELAÇÕES ESTEQUIOMÉTRICAS OCTANO, C8H18 É UM COMPONENTES DA GASOLINA. A EQ.QUÍMICA PARA A SUA COMBUSTÃO É: 2 C8H18(l) + 25 O2(g) 16 CO2(g) + 18 H2O(l) A DENSIDADE DO OCTANO: 0,702 g/cm3. CALCULE A MASSA DE CO2 PRODUZIDO, QUANDO 1 LITRO DE OCTANO É QUEIMADO * * A massa de octano correspondente a 1 L é 702 g (Utilizando-se m= d.V) Da equação balanceada: 2 mol de octano produzem 16 mol de CO2 Massa CO2 = 702 g octano X 1 mol octano x 16 mol CO2 x 44 g CO2 114,2 g oct. 2 mol oct mol CO2 Massa CO2 = 2160 g ou 2,16 kg * * REAGENTES LIMITANTES - Um químico misturou 1,00 mol de N2 com 5,00 mols de H2. Qual o maior número possível de mols do produto que serão formados pela reação? N2 + 3 H2 2 NH3 O reagente em menor quantidade (número de mols) limita a quantidade do produto formado, ou seja, é o reagente limitante. Portanto: 1,00 mol de N2 2 mols de NH3 * * EXEMPLO: Carbeto de cálcio reage com água para formar hidróxido de cálcio e acetileno. Qual é o reagente limitante quando 100 g de água reage com 100 g de carbeto de cálcio? Que massa de Ca(OH)2 é produzida ? CaC2 (s) + 2 H2O (l) Ca(OH)2 (aq) + C2H2 (g) Massa molar do CaC2 - 64,10 g/mol Massa molar da H2O - 18,0 g/mol N. Mol CaC2 = 100g CaC2 x 1mol CaC2 = 1,56 mol CaC2 (limitante) 64,10 N. Mol H2O = 100g H2O x 1mol H2O = 5,55 mol H2O 18,0g H2O * * N. Mol Ca(OH)2 = 1,56 mol CaC2 x 1mol Ca(OH)2 = 1,56 mol 1mol CaC2 Massa de Ca(OH)2 = 1,56 mol x 74,0 g.mol-1 = 115,4 g. * * Rendimento das reações * * Rendimento teórico e rendimento percentual RENDIMENTO REAL DE UM PRODUTO - quantidade obtida no final da reação, medida em gramas ou mols (quantidade medida) RENDIMENTO TEÓRICO – é a massa que deveríamos obter se não houvessem perdas ou produtos secundários (quantidade calculada COM BASE NUMA EQUAÇÃO QUÍMICA) RENDIMENTO PERCENTUAL = RENDIMENTO REAL x 100 % RENDIMENTO TEÓRICO * * Calculando o rendimento percentual de um produto Um químico efetua a síntese do tricloreto de fósforo misturando 12,0 g de P com 35,0 g de Cl2 e obtem 42,4 g de PCl3. Calcule o rendimento percentual para este composto. 2 P(s) + 3 Cl2(g) 2 PCl3(l) Uma vez que foram fornecidas as massas, deve-se saber qual é o reagente limitante. Vamos escolher o fósforo e determinar se ele está presente em quantidade suficiente para reagir com 35 g de cloro. 12,0 g P x 1 mol P x 3 mol Cl2 x 70,90 g Cl2 = 41,2 g Cl2 30,97g P 2 mol P 1 mol Cl2 Vemos que não há Cl2 suficiente para reagir com 12,0 g de P. O Cl2 será totalmente consumido, ele é o reagente limitante. * * Para obter o rendimento teórico de PCl3, vamos calcular quantos gramas deste poderiam ser obtidos a partir de 35 g de Cl2. 35,0 g Cl2 x 1 mol Cl2 x 2 mol PCl3 x 137,32 g PCl3 = 45,2 g PCl3 70,90g Cl2 3 mol Cl2 1 mol PCl3 Como o rendimento real foi de 42,4 g de PCl3 e não 45,2g, obteremos: RENDIMENTO PERCENTUAL = RENDIMENTO REAL x 100 % RENDIMENTO TEÓRICO % = 42,4 g PCl3 x 100% = 93,8% 45,2 g PCl3 * * Soluções Solução é uma mistura homogênea de duas ou mais substancias. A substancia presente em maior quantidade é normalmente chamada de solvente. Solvente é a substância presente em maior quantidade ou na qual as demais estão dissolvidas. Solutos são as substâncias dissolvidas no solvente. * * Tipos de soluções * * Concentração de solução A concentração de uma solução expressa a quantidade de soluto presente numa dada quantidade de solvente ou de solução. * * Porcentagem em massa Massa por cento (m/m) = gramas de soluto x 100 % gramas de solução EXEMPLO: Uma solução de ácido nítrico a 70 % (m/m) contém 70 g de HNO3 em cada 100 g de solução. HNO3 a 70 % (m/m) = 70 g de HNO3 x 100 % 100 g de solução * * Porcentagem em massa por volume Porcentagem em massa/volume (m/v) = gramas de soluto x 100 % mililitros de solução EXEMPLO: uma solução a 5 % (m/v) de dextrose usada para alimentação endovenosa contém 5 g de dextrose (glicose) para 100 mL. Dextrose a 5 % (m/v) = 5 g de dextrose x 100 % 100 mL de solução * * Porcentagem em volume Porcentagem em volume a volume (v/v) = mililitros de soluto x 100 % mililitros de solução EXEMPLO: Uma solução de álcool etílico a 70 % (v/v) usada como antisséptica e dessinfetante consiste de 70 mL de álcool etílico cujo volume total é de 100 mL. Álcool a 70 % (v/v) = 70 mL de álcool x 100 % 100 mL de solução * * Partes por milhão (ppm) ppm em massa corresponde à relação em unidades usadas tais como μg/g, mg/kg ou g/ton. ppm em volume corresponde à relação em unidades de volume tais como μL/L ou mL/m3. Exemplo: Se a quantidade de mercúrio em amostra for 5 mg, sua concentração em ppm é 5 mg = 5 mg = 5 ppm 1 kg 106 mg ( Note que 1 kg = 103 g = 106 mg e que mg/kg é portanto o mesmo que ppm.) * * Molaridade Molaridade (M) = moles de soluto litro de solução Uma solução 5,00 M de cloreto de sódio contém 5,00 moles (292,5 g) de NaCl por litro de solução. EXEMPLO: A molaridade de uma solução que contém 0,600 mol de soluto em 2,00 litros de solução é Molaridade = moles de soluto = 0,600 mol de soluto = 0,300 M litro de solução 2,00 litros de solução * * Cálculos envolvendo molaridade 1.Calcular a molaridade de um soluto em uma solução Suponha que dissolvemos 10,0 g de açúcar em água suficiente para fazer 200 mL de solução . Qual a molaridade da solução? Massa molar da sacarose, C12H22O11 12 C = 12 x 12,01 = 144,12 22 H = 22 x 1,008 = 22,176 11 O = 11 x 16,00 = 176,00 C12H22O11 = 342,296 Número de moles de soluto = 10,0 g = 0,0292 mol 342,296 g.mol-1 Molaridade = 0,0292 mol = 0,146 mol.L-1 ou 0,146 M 0,200 L * * 2.Calcular o número de moles de soluto contidos em determinado volume de solução Suponhamos que queremos saber o número de moles de moléculas de sacarose em 15 mL (0,015 L) de uma solução 0,10 M de sacarose . Número de moles de soluto = 0,10 mol.L-1 x 0,015 L = 1,5 x 10-3 mol. * * 3.Calcular a massa de soluto necessária para preparar uma solução de molaridade previamente determinada Suponha que precisemos preparar 250 mL de uma solução aproximadamente 0,0380 M de cloreto de sódio, NaCl Número de moles de NaCl = 0,0380 mol.L-1 x 0,250 L = 0,0095 mol Massa molar do NaCl = 22,99 + 35,45 = 58,44 g.mol-1 Massa de NaCl = 0,0095 mol x 58,44 g.mol-1 = 0,555g 4.Calcular o volume de solução que contém uma dada quantidade de soluto Que volume de uma solução de HCl(aq) 0,358 M deveria ser transferido para obter uma amostra que contenha 2,55 x 10-3 mol de HCl ? Volume de solução ( L ) = 2,55 x 10-3 mol = 0,358 mol.L-1 = 7,12 x 10-3 L = 7,12 mL * * Estequiometria de reações em soluções aquosas Grande parte das reações químicas importantes ocorre em soluções aquosas. Cavernas maravilhosas de calcário são formadas pela ação de dissolução da água subterrânea que contém dióxido de carbono, CO2(aq) : CaCO3(s) + H2O(l) + CO2(aq) Ca(HCO3)2(aq) * * Exemplo Uma amostra de Ca(OH)2 sólido é agitada em água a 30°C até que a solução contenha o máximo possível de Ca(OH)2 dissolvido(solução saturada). Retirou-se uma amostra de 100 mL dessa solução e titulou-se com HBr 0,05 M.São necessários 49 mL de solução ácida para a neutralização: Ca(OH)2(aq) + 2 HBr(aq) → CaBr2(aq) + 2 H2O(l) * * Qual é a concentração molar da solução de Ca(OH)2? Resposta : Número de moles de HBr = 0,049 L x 0,05 mol.L-1 = 2,45 x 10-3 mol Numero de moles de Ca(OH)2= 2,45 x 10-3 mol x 1 mol Ca(OH)2= 2 mol de HBr = 1,22 x 10-3 mol Molaridade = número de moles = 1,22 x 10-3 mol = Vol. de solução(L) 0,100 L = 1,22 x 10-2 M * * Qual é a solubilidade do Ca(OH)2 em água, a 30°C, em gramas de Ca(OH)2 por 100 mL de solução ? Resposta : Massa molar do Ca(OH)2 = 40,08 + (2 x 16,00) + (2 x 1,01) = 74,10 g.mol-1 Massa de Ca(OH)2 contida em 100 mL de solução = = 1,22 x 10-3mol.L-1 x 0,100 L x 74,10 g.mol-1 = = 9,04 x 10-3 g/100 mL de solução * * Conhecimento a serem dominados Distinguir misturas homogêneas e heterogêneas. Calcular a massa molar de um composto, dada a sua formula química. Fazer a conversão entre a massa e o numero de mols usando a massa molar. Balancear equações químicas simples. Interpretar as informações contidas em uma equação química balanceada. Realizar cálculos mol a mol, massa a mol e massa a massa para quaisquer duas espécies envolvidas em uma reação química. * * Identificar o reagente limitante de uma reação e calcular a quantidade de reagente em excesso presente, dada a massa inicial de cada reagente. Explicar as diferenças entre rendimento real, rendimento teórico e rendimento percentual. Calcular o rendimento percentual de um produto. Calcular a molaridade de um soluto em uma solução, o volume da solução e a massa do soluto, dadas outras quantidades. * * *
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