Química Aula 02

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•REAÇÕES QUÍMICAS 
 
•BALANCEAMENTO 
DE EQUAÇÕES 
 
•ESTEQUIOMETRIA 
 
Prof. Me. Janaíne Chassot 
Três de Maio, 25 de fevereiro de 2014. 
EQUAÇÕES QUÍMICAS – NOÇÕES 
BÁSICAS 
 Reagente 
 Produto 
 Reação química entre hidrogênio e oxigênio 
Reagentes Produtos 
Sódio + água -> hidróxido de sódio + hidrogênio 
Na + H2 O -> NaOH + H2 
LEI DA CONSERVAÇÃO DA MASSA: 
A MASSA TOTAL É CONSTANTE 
 
 
Como os átomos não são criados nem destruídos, 
os químicos multiplicam as fórmulas por fatores 
para mostrar o mesmo número de átomos de 
cada elemento em cada lado da flecha, a 
expressão é dita então balanceada e é chamada 
de equação química. 
MASSA ATÔMICA 
E OUTROS TIPOS 
DE MASSA 
•É a massa de um átomo 
•Unidades de massa 
atômica (u) 
MASSA 
ATÔMICA 
•Massa de uma molécula da 
substância (u) 
•Soma das massas dos 
átomos que a constituem 
MASSA 
MOLECULAR 
Número Atômico 
Massa Atômica 
MASSA MOLECULAR 
Água (H2O) = 
Amônia (NH3) = 
Dióxido de Enxofre (SO2) = 
18 u 
17 u 
64 u 
MASSA DE ÍONS 
A massa atômica do sódio é 23 u. Qual 
será a massa de um íon de Na+? 
 Massa de um elétron = 0,000549 u 
A massa de um elétron é totalmente 
desprezível perante a massa do átomo. 
Massa do íon Na+ = 23 u 
Preceder de modo análogo para ânions. 
Massa de um íon Cl- = 35,5 u 
DOS SEGUINTES COMPOSTOS, QUAL APRESENTA 
MASSA MOLECULAR IGUAL A 30? 
a) NH3 
b) C2H6 
c) PH3 
d) NO2 
e) N2O3 
O MOL 
 O número de Avogadro = é o número de átomos 
em X gramas de qualquer elemento, onde X é a 
massa atômica do elemento. Portanto: 
 
 6,022 x 1023 átomos de C em 12,01g de carbono 
 (massa atômica de C = 12,01) 
 6,022 x 1023 átomos de S em 32,06g de enxofre 
 (massa atômica de S = 32,06) 
 6,022 x 1023 átomos de O em 16,00g de oxigênio 
 (massa atômica de O = 16,00) 
 
CONSTANTE DE AVOGADRO 
MOL 
CONSTANTE DE AVOGADRO 
 1 Mol = 1 número de Avogadro de diversos itens 
 
 1 mol de átomos de H = 6,022 x 1023 átomos de H 
 1 mol de átomos de O = 6,022 x 1023 átomos de O 
 1 mol de moléculas de H2 = 6,022 x 10
23 moléculas de H2 
 1 mol de moléculas de H20 = 6,022 x 10
23 moléculas de H2O 
 1 mol de elétrons = 6,022 x 1023 elétrons 
 
 
 
 
MASSAS MOLARES 
 Determinação da massa em gramas de um mol de 
átomos. Portanto: 
 1 mol de H pesa 1,01 g; 
 1 mol de O pesa 16,0 g. 
 1 mol de átomos de qualquer elemento pesa X gramas, 
onde X é a massa atômica do elemento. 
 A massa molar de uma substância, em gramas por 
mol (g/mol), é numericamente igual à sua fórmula 
massa. Ex: H2 = 2,02g/mol 
EXEMPLO 
 Calcule as massas molares (g/mol) de: 
a) Cromato de potássio, K2CrO4 
b) Sacarose, C12H22O11 
Massa molar = 194,20 g/mol 
Massa molar = 342,34 g/mol 
CONVERSÕES MOL-GRAMA 
 Determine o número de moles em 212 g de 
K2CrO4. 
Número de moles K2CrO4 = 1,09 mol 
Qtas gramas tem em um mol de K2CrO4?? 
1 mol -------- 194 g 
X mol --------- 212 g 
X= 1,09 mol 
MOLS DE ÁTOMOS 
 Uma coleção ou grupo de Avogadro de átomos 
recebe o nome de: UM MOL DE ÁTOMOS. 
 Massa de um átomo = u 
 Massa de um mol de átomos = g 
Ex: um átomo de oxigênio = massa de 16 u 
 um mol de átomos de oxigênio = massa de 16 g 
1 MOL DE ÁTOMOS = 6,02 x1023 ÁTOMOS 
UMA AMOSTRA DE NITROGÊNIO GASOSO 
CONTÉM 4,63 X 1022 ÁTOMOS DE N. QUANTOS 
MOLS DE ÁTOMOS DE N APRESENTA? 
1 mol --------6,02 x 1022 átomos de N 
X mol -------- 4,63 x 10 23 átomos de N 
 
X = 4,63 x 10 23 átomos de N 
 
 6,02 x 1022 átomos de N 
 
 
X = 0,769 X 10 1 átomos de N 
QUANTOS MOLS DE ÁTOMOS DE COBRE ESTÃO 
PRESENTES EM 3,05 GRAMAS DE COBRE? 
 0,0480 mol de átomos de Cu 
Um átomo de cobre tem uma massa de 63,5 u, logo, um mol de átomo de 
cobre tem uma massa de 63,4 u, assim: 
 
1 mol de átomos de cobre = 63,5 g de cobre 
1 mol ---------63,5 g Cu 
X mol --------- 3,05 g CU 
X= 3,05 / 63,5 
X= 0,048 mol de átomos de Cu 
 
QUANTOS ÁTOMOS ESTÃO PRESENTES EM UM 
PEDAÇO DE ENXOFRE TENDO UMA MASSA DE 
10,0G? 
1,88 x 1023 átomos de S 
32,07 g de S ----- 1 mol --- 6,02 x 1023 átomos de S 
32,07 g de S -------6,02 x 1023 átomos de S 
10 g de S ------------ X 
X= 1,88 X 1023 átomos de S 
MOLS DE MOLÉCULAS 
Qual é a massa de 1,00 mol de moléculas de dióxido 
de enxofre (SO2)? 
1 mol de moléculas = 6,02 x 1023 moléculas 
COMO determinar a massa de um mol de moléculas? 
Para cada substância a massa de um mol de moléculas em gramas é 
numericamente igual à massa molecular 
A massa de uma única molécula de SO2 é a soma de suas massas 
atômicas 32, 1 u + 2 (16 u)= 64,1 u, assim: 
1 molécula de SO2 tem massa de 64,1u 
1 mol de moléculas SO2 tem 64.1u 
MOLS DE FÓRMULAS UNITÁRIAS 
 A massa de uma fórmula unitária é igual à soma de 
suas massas atômicas (u) e a massa de um mol de 
fórmulas unitárias é o mesmo número, mas expresso 
em gramas 
Calcular a massa de 1 mol de fórmulas unitário de 
nitrato de potássio, KNO3 Massas atômicas: K= 39,1; N= 14; 
O=16 
EQUAÇÕES 
QUÍMICAS 
ESTEQUIOMETRIA 
ESTEQUIOMETRIA 
 Estudo da relação entre a fórmula de um 
composto e a proporção de seus elementos 
constituintes. 
EXEMPLO: 
 2,3,7,8-tetraclorodibenzeno-p-digoxina é um tóxico 
poderoso obtido pela produção de certos herbicidas. 
Conhecido simplesmente como DIOXINA, tem a 
fórmula molecular C12H4O2Cl4. Quantos átomos de 
C, H, O e Cl estão presentes na molécula de dioxina? 
12 C 
4 H 
2 O 
4 Cl 
DETERMINAÇÃO DA ANÁLISE 
ELEMENTAR A PARTIR DE FÓRMULAS 
 Dada a fórmula empírica ou molecular, pode-se 
determinar a composição percentual em massa. 
 
 Ex: O ácido butírico, um composto produzido 
quando a menteiga se deteriora, tem a fórmula 
C4H8O2. Qual é a análise elementar do ácido 
butírico? 
% C = 54,5% 
% H = 9,2% 
% O = 36,3% 
FÓRMULA MÍNIMA A PARTIR DE 
COMPOSIÇÃO PERCENTUAL 
 O dicromato de potássio, um sólido vermelho, 
solúvel em água, contém três elementos: potássio, 
cromo e oxigênio. A análise de uma amostra de 
dicromato de potássio dá as seguintes 
porcentagens em massa: 
 K = 26,6 Cr = 35,4 O = 38 
 A partir destes dados, determine a fórmula 
mínima. Considere uma amostra de 100g. 
1K : 1,00 Cr : 3,50 O 
K2Cr2O7 
X 2 
EQUAÇÕES QUÍMICAS - REAÇÕES 
 Combustão do carbono pelo oxigênio: 
 
 
 
 
C(s) + O2(g) CO2(g) 
Reagentes Produto 
•Equação balanceada: 
•Átomos são conservados na reação 
•Ätomos não são criados nem destruídos. 
•Lei da Conservação de Massa (Lavoisier) 
EXEMPLO: 
 
 Balanceie a equação da queima do butano C4H10, 
pelo oxigênio para formar dióxido de carbono e 
água. 
C4H10 + O2 CO2 + H2O 4 5 13/2 2 13 8 10 
 
Átomo 
Lado Esquerdo Lado direito 
C 2 x 4 = 8 8 
H 2 x 10 = 20 10 x 2 = 20 
O 13 x 2 = 26 (8 x 2) + 10 = 26 
RELAÇÕES DE MASSA EM REAÇÕES 
 Os coeficientes de uma equação balanceada 
representam o número de moles de reagentes e 
produtos. 
 
 2 N2H4(l) + N2O4(l) 3 N2 + 4 H2O(l) 
 
 NÚMERO DE MOLÉCULAS 
NÚMERO DE MOLES 
EXEMPLO 
 A amônia usada no fabrico de fertilizantes para 
gramados e jardins é fabricada pela reação do 
nitrogênio do ar com hidrogênio. A equação 
balanceada para a reação é: 
 3 H(g) + N2(g) 2 NH3(g) 
Determine: 
a) A massa, em gramas, de amônia, NH3, formadapela reação de 1,34 mol de N2. 
b) A massa, em gramas, de N2 necessária para 
formar 1,00 Kg de NH3. 
c) A massa, em gramas de H2 necessária para 
reagir com 6,00 g de N2. 
 
45,7 g de NH3 
822 g de N2 
1,30 g de H2 
EXEMPLO 
 Nitrogênio gasoso e hidrogênio gasoso 
combinam-se sob condições apropriadas para 
formar o composto amônia, NH3, de acordo com a 
equação: 
 
 N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g) 
 
 Quantas moléculas de H2 são consumidas e 
moléculas de NH3 são formadas quando 4,20 x 
1021 moléculas de N2 reagem? 
1,26 x 1022 moléculas de H2 
8,40 x 1021 moléculas de NH3 
REAGENTE LIMITANTE E RENDIMENTO 
TEÓRICO 
 Considere a reação: 
 
 2 Al(s) + 3I(s) 2AlI3(s) 
 
 Determine o reagente limitante e o rendimento 
teórico do produto se partirmos de: 
a) 1,20 moles de Al e 2,40 moles de I2 
b) 1,20g de Al e 2,40g de I2. 
REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS 
RUSSEL, J. B. Química Geral. 2 ed. São 
Paulo: Pearson Makron Books, 1994. 
 
MASTERTON, S. S. Princípios de 
Química. Rio de Janeiro: LTC, 1990. 
 
PERUZZO, F. M.; CANTO, E. L. Química 
na abordagem do cotidiano. São Paulo: 
Moderna, 2007.