Capítulo 3   Estequiometria
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Capítulo 3 Estequiometria


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Estequiometria
Queimade enxofreem oxigêniopara
formardióxidode enxofre.
3.1 Massa Atômica 57
MassaAtômica Média
3.2 Número de Avogadro e Massa Molar de um
Elemento 58
3.3 Massa Molecular 62
3.4 Espectrômetro de Massa 65
3.5 Composição Percentual dos Compostos 66
3.6 Determinação Experimental de Fórmulas Empíricas 69
Determinaçãode FórmulasMoleculares
3.7 Reações Químicas e Equações Químicas 71
EscrevendoEquaçõesQuímicas \u2022 Balanceamenrode EquaçõesQuímicas
3.8 Quantidades de Reagentes e Produtos 76
3.9 Reagentes Limitantes e Rendimento da Reação 80
Rendimenro da Reação
\u2022 Massa Atômica e Massa Molar A massa de um átomo, que é
extremamente pequena, é expressa com base na escala do isótopo de
carbono-12. A um átomo desse isótopo atribui-se a massa igual a exata-
mente 12 unidades de massa atômica (u). Porém, para trabalhar com
escala em gramas, que é mais conveniente, os químicos usam a massa
molar. A massa molar do carbono-12 é igual a exatamente 12 g e con-
tém o número de Avogadro (6,022 X 1023) de átomos. As massas
molares dos outros elementos também são expressas em gramas e con-
têm o mesmo número de átomos. A massa molar de uma molécula é
igual a soma das massas molares dos átomos que a constituem.
\u2022 Composição Percentual de um Composto A constituição de um
composto é mais convenientemente expressa em termos de sua com-
posição percentual, ou seja, das porcentagens em massa de cada um dos
seus elementos. A partir da fórmula química, podemos calcular a com-
posição percentual de um composto. A determinação experimental da
composição percentual e da massa molar permite determinar a fórmula
química.
\u2022 Escrevendo Equações Química O que acontece em uma reação
química pode ser representado por meio de fórmulas químicas em uma
equação química. Uma equação química deve ser balanceada de modo
que haja o mesmo número e tipo de átomos tanto para os reagentes,
que são os materiais de partida, quanto para os produtos, substâncias
formadas ao final de cada reação.
\u2022 Relações de Massa para uma Reação Química Se conhecermos a(s)
quantidade(s) de reagente(s), podemos prever, com base na equação
química, a(s) quantidade(s) de produto(s) formado(s), ou seja o rendi-
mento da reação. Essa informação é muito importante para reações efe-
tuadas em laboratório, bem como em escala industrial. Na prática, o
rendimento real é quase sempre menor do que o previsto pela equação,
em razão de várias complicações que podem ocorrer.
Neste capítulo, vamos estudar as relações de massa de átomos e moléculas, utilizando
conceitos já aprendidos sobre estrutura química e fórmulas. Essas relações vão nos aju-
dar a explicar a composição dos compostos, e também como essas composições podem
mudar.
A massa de um átomo depende do número de elétrons, prótons e nêutrons que o
constituem. O conhecimento da massa atômica é de extrema importância no trabalho
laboratorial. Mas os átomos são partículas extremamente pequenas - mesmo o
menor grão de poeira que a nossa vista possa detectar contém cerca de 1X 1016 áto-
mos! Na prática, é impossível pesar um único átomo, porém, podemos determinar
experimentalmente a relação de massa entre dois átomos. O primeiro passo é atribuir
um valor de massa a um átomo de determinado elemento e considerá-Ia massa-padrão.
De acordo com uma convenção internacional, massa atômica (às vezes chamada
de peso atômico) é a massa de um átomo em unidades de massa atômica (u). Uma
unidade de massa atômica é definida como a massa igual a exatamente 1/12 da
massa de um átomo de carbono-12. O carbono-12 é o isótopo do carbono constituído
por seis prótons e seis nêutrons. Por convenção, estabeleceu-se que a massa atômi-
ca do carbono-12 é igual a 12 u, e é o padrão para a medida de massas atômicas
de outros elementos. Experimentalmente, verifica-se que, em média, um átomo de
hidrogênio contém apenas 8,400% da massa do carbono-12. Assim, se considerarmos
que a massa de um átomo de carbono-12 é igual a exatamente 12 u, a massa do
hidrogênio será 0,084 X 12,00 u, ou seja, igual a 1,008 u. Cálculos análogos mostram
que as massas atômicas do oxigênio e do ferro são, respectivamente, iguais a 16,00 u
e 55,85 u. Embora não tenhamos conhecimento de qual é a massa atômica média do
ferro, sabemos que é 56 vezes superior à massa do hidrogênio.
Ao consultarmos a tabela de massas atômicas, como a que é apresentada logo no início
deste livro, verificamos que o valor da massa atômica do carbono é 12,01 u e não 12,00
u. Essa diferença pode ser explicada pelo fato de que a maior parte dos elementos (in-
cluindo o carbono) existentes na natureza possui mais de um isótopo. Por essa razão,
quando se determina a massa atômica de um elemento, geralmente indica-se o valor da
massa média da mistura natural de seus isótopos. Por exemplo, as abundâncias naturais
do carbono-12 e carbono-13 são, respectivamente, 98,90% e 1,10%. A massa atômi-
ca do carbono-13, determinada experimentalmente, é 13,00335 u. Na verdade, a massa
atômica média do carbono pode ser calculada pela expressão:
massa atômica do
carbono natural = (0,9890)(12,00000 u) + (0,ü11O)(13,00335 u)
= 12,01 u
Observe que, nos cálculos, é necessário converter as porcentagens a valores fra-
cionários. O valor de 98,90%, por exemplo, é igual a 98,90/100, ou seja, 0,9890.
Uma vez que a abundância natural do isótopo carbono-12 seja muito superior à do
carbono-13, o valor da massa atômica média está muito mais próximo de 12 u do que
de 13 u.
É importante entender que ao dizermos que a massa atômica do carbono é 12,01 u,
estamos nos referindo a um valor médio. Se fosse possível medir a massa de um único
átomo de carbono, o valor encontrado seria 12,00000 u ou 13,00335 u, mas nunca igual
a 12,01 u.
6
C
12,01
Número
atômico
Massa
atômica
o cobre, um metal conhecido desde a Antigüidade, é utilizado em cabos elétricos e em
moedas, dentre outras aplicações. As massas atômicas dos seus dois isótopos estáveis,
~~Cu(69,09%) e ~§Cu(30,91%) são iguais a 62,93 u e 64,9278 u, respectivamente.
Calcule a massa atômica média do cobre. As abundâncias relativas são dadas entre
parênteses.
Estratégia A contribuição de cada isótopo para a massa atômica média depende de
sua abundância relativa. Multiplicando a massa de cada isótopo pela sua abundância
fracionária (não percentual), obteremos a sua contribuição para o valor da massa
atômica média.
Solução Primeiro devemos converter os valores dados em porcentagens a valores
fracionários: 69,09% = 69,09/100 = 0,6909 e 30,91% = 30,91/100 = 0,3091. Essas
contribuições individuais de cada isótopo são então somadas, para se obter a massa
atômica média do elemento.
Verificação Se o valor da massa atômica média estiver situado entre os valores de
massa dos dois isótopos, pode-se considerar que o resultado obtido é razoável. Note que
em razão da abundância do isótopo ~~Cuser superior à do ~§Cu,o valor da massa
atômica média está mais próximo de 62,93 u que de 64,9278 u.
Exercício As massas atômicas dos dois isótopos estáveis do boro, l~B (19,78%) e
lJB (80,22%) são, respectivamente, 10,0129 u e 11,0093 u. Calcule a massa atômica
média do boro.
As massas atômicas de muitos elementos têm sido determinadas com exatidão até
cinco ou seis algarismos significativos. Contudo, para os nossos objetivos, serão uti-
lizadas massas atômicas com quatro algarismos significativos (veja a tabela de massas
atômicas no verso da capa). Para simplificar, omitiremos o termo "média" ao discutir-
mos as massas atômicas dos elementos.
3.2 Número de Avogadro e Massa
Molar de um Elemento
As unidades de massa atômica fornecem uma escala relativa para as massas dos ele-
mentos. Os átomos possuem massas muito pequenas e não existe balança que permita
pesá-Ios diretamente em unidades de massa atômica. Como em situações concretas tra-
balhamos com amostras macroscópicas constituídas por enorme número de átomos,