G1 Aula 2 Mol e Massa Molar Transformações e Equações Químicas

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13/08/2015
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Química GeralQ
Professor Alessandro Kappel Jordão
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Mol e Massa Molar
• Sabe-se que os átomos reagem para formar moléculas, mantendo
entre si razões simples de números inteiros. Os átomos hidrogênio
e oxigênio combinam-se numa razão de 2 para 1 a fim de formar
água (H2O); os átomos de carbono e oxigênio combinam-se em
uma razão de 1 para 1 a fim de formar o monóxido de carbono,
(CO).
1 átomo de C + 1 átomo de O 1 molécula de CO
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1 átomo de C + 1 átomo de O → 1 molécula de CO
• Entretanto números astronômicos de moléculas ocorrem mesmo
em pequenas amostras.
1 mL H2O contém 3 x 1023 moléculas
Número superior ao de estrelas do universo!!!!!
Mol e Massa Molar
• Mol
Os químicos descrevem os números de átomos, íons e moléculas
em termos de unidade chamada “mol”
“Dúzia de químico”
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• Definição de mol
“1 mol de objetos contém um determinado número de objetos 
iguais ao número de átomos que existe em precisamente 12 g de 
carbono-12”
Mol e Massa Molar
• Mol
Como se constatar o número de átomos presentes em 12 g de
carbono-12?
massa da amostra
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12 g [exatamente]
Número de átomos de C = = 6,0221 x 1023
1,99265 x 10-23 g
massa de um átomo de C
Mol e Massa Molar
• Mol
1 mol de qualquer objeto corresponde a 6,0221 x 1023 desse objeto
Desta forma...
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1 mol de átomos de 6,0221 x 1023 átomos
qualquer elemento
1 mol de íons 6,0221 x 1023 íons
1 mol de moléculas 6,0221 x 1023 moléculas
Mol e Massa Molar
• Mol
Assim como 1 g e 1 m são unidades usadas para medir
propriedades físicas, o mesmo acontece com o mol
• O mol é a unidade utilizada para medir a propriedade física
formalmente chamada de quantidade de substância, n, conhecido
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vulgarmente como “número de mols”
• Como unidade do Sistema Internacional (SI) podem ser utilizados
prefixos
1 mmol = 10-3 mol
1 µmol = 10-6 mol
1 nmol = 10-9 mol
1 pmol = 10-12 mol
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Mol e Massa Molar
• Mol
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Estricnina
Nux vomica
DL50 = 2,2 mg Kg-1
DL50 = 6,0 x 10-6 mol Kg-1
Mol e Massa Molar
• Mol
O número de objetos por mol, 6,0221 x 1023 mol-1 é chamado de 
constante de Avogadro
A constante de Avogadro é usada na conversão entre a quantidade
química (número de mols) e o número de átomos, íons ou
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moléculas:
Número de objetos = número de mols x número de objetos por mol
Número de objetos = número de mols x constante de Avogadro
Mol e Massa Molar
• Mol
Cuidado para não confundir os objetos!!!!! (Sempre especificar a
espécie descrita!!!)
Exemplo:
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1 mol de O, se refere aos átomos de oxigênio
1 mol de O2, se refere ao gás oxigênio (molécula)
Mol e Massa Molar
• Exercício: Qual é a quantidade química (em mols) de átomos de
hidrogênio armazenados em um cilindro de gás contendo 1,29 x
1024 átomos de hidrogênio?
Resposta:
1 mol de átomos de hidrogênio 6 0221 x 1023 átomos de hidrogênio
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1 mol de átomos de hidrogênio → 6,0221 x 1023 átomos de hidrogênio
n ← 1,29 x 1024 átomos de hidrogênio 
n = 1,29 x 1024 x 1
6,0221 x 1023
n = 2,14 mols de átomos de hidrogênio
Mol e Massa Molar
• Massa Molar
A massa molar de um elemento é a massa por mol de seus átomos.
A massa molar de um composto molecular é a massa por mol de
suas moléculas.
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A massa molecular de um composto iônico é a massa por mol de
suas fórmulas unitárias.
A unidade de massa molecular é sempre gramas por mol (g mol-1)
Exemplo: Calcule (a) a quantidade e (b) o número de átomos de F
em 22,5 g de flúor. A massa molar de flúor é 19,00 g mol-1 ou mais
especificamente, 19,00 g (mol de F)-1
Mol e Massa Molar
Resposta:
(a)
1 mol de átomos de Flúor → 19,00 g
n ← 22,5 g 
n = 1,18 mol de átomos de flúor 
(b)
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(b)
1 mol de átomos de flúor → 6,0221 x 1023 átomos de flúor
1,18 mol de átomos de flúor → X
X = 6,0221 x 1023 x 1,18
x = 7,11 x 1023 átomos de flúor
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Mol e Massa Molar
• Exercício: 5,40 kg de alumínio foram coletados na reciclagem de
lixo, em um dia. (a) Quantos mols de átomos de Al o lixo continha,
sabendo-se que a massa molar do alumínio é 27,0 g mol-1? (b)
Quantos átomos de Al foram coletados?
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Mol e Massa Molar
• Massa Molar
• As massas molares dos elementos são determinadas por
espectrometria de massas, que mede as massas dos isótopos e
suas abundâncias relativas.
• A massa por mol dos átomos é a massa de um átomo multiplicada
pela constante de Avogadro (o número de átomos por mol):
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p g ( p )
M = mátomo x NA
• Quanto maior for a massa de um átomo, maior será a massa
molar da substância. Porém, a maior parte dos elementos ocorre
na natureza como uma mistura de isótopos. Utiliza-se a massa
molar média, isto é, a massa molar calculada levando-se em conta
as massas dos isótopos e suas abundâncias relativas em amostras
típicas:
M = mátomo, média x NA
Mol e Massa Molar
• Avaliação da massa molar média
Exemplo:
Existem dois isótopos naturais do cloro, o cloro-35 e o cloro-37. A
massa de um átomo de cloro-35 é 5,807 x 10-23 g e a de um átomo de
cloro-37 é 6,139 x 10-23 g. A composição de uma amostra natural típica
de cloro é 75,77% de cloro-35 e 24,23% de cloro-37. Qual é a massa
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molar de uma amostra típica de cloro?
Resposta:
fcloro-35 na amostra é 75,77/100 = 0,7577
fcloro-37 na amostra é 24,23/100 = 0,2423
mátomo,média = fcloro-35 x mcloro-35 + fcloro-37 x mcloro-37
M = Mátomo,média x NA
Mol e Massa Molar
•Cálculo de massa molar de compostos moleculares e iônicos
A massa molar de um composto é a soma das massas molares dos
elementos que constituem a molécula ou a fórmula unitária
Al2(SO4)3
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2 x (26,98 g mol-1) 
3 x (32,06 g mol-1) 
12 x (16,00 g mol-1) 
M = 342,14 g mol-1
Mol e Massa Molar
• Exercício: Calcule a quantidade de matéria de ureia, OC(NH2)2, em
2,3 x 105 g de ureia, que é usada em cremes faciais e, em escala
maior, como fertilizante agrícola
• Exercício: Que massa de ácido acético você deveria pesar para
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obter 1,5 mol de CH3COOH?
Mol e Massa Molar
• Resumo até o momento...
• Usar a constante de Avogadro para a conversão entre a quantidade,
em mols, e o número de átomos, moléculas ou íons de uma amostra
• Calcular a massa molar de um elemento, dada sua composição
isotópica
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p
• Calcular a massa molar de um composto, dada sua fórmula química
• Fazer a conversão entre a massa e a quantidade, em mols, usando a
massa molar
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Transformações e Reações químicas
Reações químicas: processos nos quais uma ou mais
substâncias se convertem em outras substâncias, ou
seja, ocorre uma mudança química.
Os materiais iniciais são chamados de reagentes.
As substâncias formadas são chamadas de produtos.
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Representação das reações químicas
Reagentes Produtos
K2Cr2O7(aq) + 4 H2SO4(aq) + 3 CH3CH2OH(g) → Cr2(SO4)3(aq) + 7 H2O(l) + 3 CH3CHO(g) + K2SO4(aq)
Transformações e Reações químicas
Equações químicas: São descrições abreviadas das
modificações que ocorrem durante as reações químicas.
Uma das propriedades mais úteis de uma equação
química é que ela nos permite determinar as relações
quantitativas existentes entre os reagentes e produtos.
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Para ser útil a equação deve estar balanceada, ou seja,
obedecer à lei de conservação das massas.
C8H18 + O2 8 CO2 + 9 H2O 
Transformações e Reações químicas
4 Al(s) + 3 O2(g) 2 Al2O3(s)
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Uma equação química mostra o estado físico de cada reagente e
produto através de um símbolo de estado
(s): sólido (l): líquido (g): gás (aq.) solução em água
Coeficientes estequiométricos
Números que multiplicam todas as fórmulas químicas de uma 
equação química 
Transformações e Reações químicas
Notações importantes
CaCO3(s) CaO(s) + CO2(g)
SO2(g) + O2(g) 2 SO3(g)
∆V2O5
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Uma equação química balanceada simboliza as mudanças
qualitativa e quantitativa que ocorrem em uma reação química.
Os coeficientes estequiométricos mostram os números relativos
de mols dos reagentes e produtos que tomam parte na reação
Transformações e Reações químicas
Balanceamento das equações químicas
Como minimizar os erros?
1) Escrevemos primeiro a equação não balanceada, com
as fórmulas corretas para todos os reagentes e
produtos
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produtos.
2) Balanceamos a equação, ajustando os coeficientes
que precedem as fórmulas. Durante esta etapa não
podemos modificar os subscritos de qualquer das
fórmulas! Se o fizermos, modificaremos a natureza das
substâncias.
C(s) + O2(g) CO2(g)
Transformações e Reações químicas
Balanceamento das equações químicas
Exemplo
1) Escrevemos a equação não balanceada
Na CO + HCl NaCl + H O + CO
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Na2CO3 + HCl NaCl + H2O + CO2
2) Introduzimos os coeficientes estequiométricos para
balancear a equação
Na2CO3 + HCl 2 NaCl + H2O + CO2
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Transformações e Reações químicas
Balanceamento das equações químicas
Exemplo
Agora, existem dois átomos de Cl do lado direito e apenas
um do lado esquerdo; então, colocamos um 2 antes do
HCl
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HCl
Na2CO3 + 2 HCl 2 NaCl + H2O + CO2
Obedecendo à lei de conservação de massa, existe um
número infinito de conjunto de coeficientes que
preenchem o requisito de balanceamento das equações
5 Na2CO3 + 10 HCl 10 NaCl + 5 H2O + 5 CO2
Transformações e Reações químicas
Balanceamento das equações químicas
Importante lembrar...
Normalmente uma equação química é balanceada com
coeficientes estequiométricos utilizando os menores
números inteiros possíveis.
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números inteiros possíveis.
Porém, é conveniente usar coeficientes fracionários.
H2(g) + ½ O2(g) H2O(l)
Transformações e Reações químicas
Balanceamento das equações químicas
Exemplo
Escreva e balanceie a equação química da combustão de
hexano líquido, C6H14, a dióxido de carbono gasoso e
água gasosa.
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água gasosa.
2 C6H14(g) + 19 O2(g) 12 CO2(g) + 14 H2O(g)
Transformações e Reações químicas
Balanceamento das equações químicas
Exercícios
Balanceie as equações abaixo.
C + SO C O + S
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Cu + SO2 CuO + S
C2H5OH + O2 CO2 + H2O
Transformações e Reações químicas
Balanceamento das equações químicas
Exercício
O ácido fluorídrico é usado em gravação de vidros porque
reage com a sílica, SiO2(s), do vidro. Os produtos da
reação são tetrafluoreto de silício aquoso e água. Escreva
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reação são tetrafluoreto de silício aquoso e água. Escreva
a equação balanceada da reação.