Biblioteca 1071104

Prévia do material em texto

�PAGE �
Fórmulas, Equações e Estequiometria
FÓRMULAS, EQUAÇÕES E ESTEQUIOMETRIA
1. MOL E O NÚMERO DE AVOGADRO
O mol representa uma quantidade utilizada na química para a transformação de massas atômicas ou moleculares, expressas em unidades de massa atômica, em gramas.
1.1. MASSAS ATÔMICAS
As massas atômicas são normalmente expressas em unidades de massa atômica (u). Uma unidade de massa atômica (1u) é definida como sendo 
 da massa atômica do 
, o isótopo mais comum do carbono.
A unidade de massa atômica, no entanto é uma grandeza muito pequena. Além do mais, em química, não convém trabalharmos com apenas um átomo, mas com um conjunto maior de átomos. Este conjunto maior de átomos reúne uma quantidade extremamente grande (6,02 x 1023). Este número é chamado número de Avogadro e esta quantidade é chamada de um mol. 
1.2. QUANTIDADE MOLAR
A quantidade 1 mol pode ser aplicada para átomos, moléculas, elétrons, íons, etc. Na tabela abaixo vemos exemplos de aplicação do mol para ”quantidades químicas”:
	Espécie
	Massa do átomo (u.m.a.)
	Massa do átomo (g)
	Quantidade de átomos em um mol
	Massa de um mol do elemento, isto é, massa de 6,02 x 1023 átomos (g)
	H
	1u
	1,66 x 10-24g
	6,02 x 1023
	1g
	Na
	23u
	3,82 x 10-23g
	6,02 x 1023
	23g
	C
	12u
	1,29 x 10-23g
	6,02 x 1023
	12g
	O
	16u
	2,66 x 10-23g
	6,02 x 1023
	16g
	Fe
	55,85u
	9,28 x 10-23g
	6,02 x 1023
	55,85g
	Ca
	40u
	6,64 x 10-23g
	6,02 x 1023
	40g
	Cl
	35,45u
	5,88 x 10-23g
	6,02 x 1023
	35,45g
	Xe
	131,3 u
	2,18 x 10-22g
	6,02 x 1023
	131,3g
Da tabela pode-se observar que apenas um átomo representa uma massa muito pequena para se trabalhar. O conjunto de 1 mol de átomos representa uma maior quantidade de matéria. Esta é a principal unidade utilizada para mensurar a matéria, em termos químicos. 
1.3. APLICAÇÃO DO MOL PARA FÓRMULAS E MOLÉCULAS
A massa de uma molécula é obtida pela soma da massa de todos os átomos constituintes de sua estrutura.
	Molécula
	Massa de 1 molécula (u.m.a.)
	Quantidade de 1 mol de moléculas
	Massa de 1 mol de moléculas
	CH4
	16 u
	6,02 x 1023
	16 g
	CO2
	44 u
	6,02 x 1023
	44 g
	H2O
	18 u
	6,02 x 1023
	18 g
	Cl2
	70,90 u
	6,02 x 1023
	70,90 g
	C2H5OH
	46 u
	6,02 x 1023
	46 g
1.4. INTERCONVERSÃO ENTRE MOL, MASSA E MOLÉCULAS
Qualquer quantidade de matéria, de composição definida, pode ser convertida em número de mols. Esta conversão deve ter como base a massa de 1 mol da substância ou a quantidade de átomos ou moléculas em um mo. Através de procedimentos matemáticos simples obtêm-se o número de mols, o número de átomos (ou moléculas), a massa em gramas.
Exemplo 1: Uma amostra de N2 (gás) contém 4,63 x 1022 átomos de nitrogênio. Quantos mols de átomos estão presentes na amostra? Qual a massa da amostra? Dado: N = 14 u.m.a.
Sabemos que:
1 mol de N ( 6,02 x 1023 átomos ( 14 gramas
Então:
 1 mol de N 	( 	 6,02 x 1023 átomos
X mols de N 	(	 4,63 x 1022 átomos
X = 4,63 x 1022 / 6,02 x 1023
X = 0,0769 mol
Conseqüentemente:
6,02 x 1023 átomos 	 (	 14 gramas
4,63 x 1022 átomos	 ( 	 X gramas
X = 4,63 x 1022 . 14 / 6,02 x 1023
X = 1,0766 g
Resolva os demais exemplos:
2. Quantos mols de átomos de cobre estão presentes em 3,05g deste metal? (dado: 63,5Cu). R = 0,0480 mol
3. Um pedaço de ouro tem uma massa de 12,6g. Quantos mols de átomos de ouro estão presentes? (dado: 197Au). R = 0,0640 mol
4. Quantos átomos estão presentes em um pedaço de enxofre tendo uma massa de 10g? (dado: 32,1S). R = 1,88 x 1023 átomos
5. Quantos átomos estão presentes em um pedaço de ferro que tem uma massa de 65g? (dado: 55,8Fe). R = 7,01 x 1023 átomos 
6. Qual a massa de 8,46 x 1024 átomos de flúor? (dado: 19F) R = 267 g
7. Qual a massa de 1 mol de moléculas de dióxido de enxofre (SO2)? (dados: 32,1S / 16O). R. 64,1 g 
8. Qual a massa de 0,674 mols de moléculas de hexaóxido de tetrafósforo (P4O6)? (dados: 31P / 16O). R. 148 gramas
EXERCÍCIOS DE FIXAÇÃO – MOL E MASSAS MOLARES
1. Calcule as massas molares (massa de 1 mol) dos compostos abaixo:
H2O2 (peróxido de hidrogênio – água oxigenada)
C4H10 (butano)
NaNO3 (nitrato de sódio)
NaHCO3 (bicarbonato de sódio)
Ca(ClO)2 (hipoclorito de cálcio)
2. Calcule a massa, em gramas, de cada amostra seguinte:
0,00150 mol de SO2				d) 1,6 mol de sódio (Na)
1 x 10-4 mol de cafeína (C8H10N4O2)	e) 0,25 mol de gás oxigênio (O2)
3 x 1022 átomos de argônio (Ar)		f) 3 x 1020 moléculas de SO2
3. Determine o número de mols em:
112g de ferro (Fe) 				d) 1,6 g de metano (CH4)
34mg de H2O2					e) 23 mg de etanol (C2H6O)
6 x 1024 de átomos de cromo (Cr) 	f) 3 x 1021 moléculas de H2O2
4. A cafeína (C8H10N4O2) é um estimulante do sistema nervoso central (SNC) encontrado em bebidas como café, guaraná e mate. A análise de um copo de café determinou que havia 48,5 mg de cafeína. Calcule quantos mols e quantas moléculas de cafeína havia no copo de café
5. O princípio ativo do tilenol( é o paracetamol (C8H9O2N) que possui atividades analgésica e antipirética. Calcule quantos mols de paracetamol há em um comprimido de 500mg.
6. O aspartame( é comercializado no adoçante NutraSweet( e tem fórmula molecular C14H18N2O5. Determine o que se pede:
a massa de 0,002 mol de aspartame( 
o número de mols em 29,4 mg
o número de moléculas em 29,4 mg
7. Um bujão de gás domiciliar convencional possui 13 Kg de gás liqüefeito de petróleo. Considere que todo o gás seja constituído de butano (C4H10). Calcule o número de mols de butano no bujão descrito.
8. Admitindo que um carro emita 0,28 g de CO por minuto, quantos mols deste gás serão lançados ao ar após uma hora.
�
2. BALANCEAMENTO DE EQUAÇÕES QUÍMICAS POR TENTATIVA
Nas reações químicas são representadas as transformações que ocorrem em compostos para gerar novas substâncias.
Exemplo: reação de combustão do etanol (álcool doméstico)
A representação da reação química mostra as quantidades reagentes que originam novos produtos. Em uma reação química não há destruição de matéria. A massa reagente é exatamente igual à massa produzida, no entanto as fórmulas químicas se alteram.
Para manter o equilíbrio de massa entre reagentes e produtos, é necessária a utilização de coeficientes de equilíbrio ou coeficientes estequiométricos. Assim, para a reação química da combustão do etanol, temos:
C2H5OH(l) + 3O2(g) ( 2CO2(g) + 3H2O(g)
As transformações químicas obedecem ao Princípio de Lavoisier (1774): 
“Na natureza nada se perde, nada se cria. Tudo se transforma.”
Tomemos como exemplo a decomposição térmica do carbonato de cálcio
CaCO3(s) ( CaO(s) + CO2(g)
 ( ( ( (
 100g 56g 44g
( massa dos reagentes = massa dos produtos
As reações químicas devem estar equilibradas de maneira que as quantidades em massa de regentes e produtos sejam iguais.
MÉTODO DAS TENTATIVAS
Consiste em se atribuir coeficientes estequiométricos para os reagentes e produtos de forma que as massas se igualem em ambos os lados.
Embora não haja nenhuma regra específica, normalmente utiliza-se a seguinte ordem:
1° ( equilibram-se os elementos metálicos;
2° ( equilibram-se os ametais;
3° ( equilibra-se se o carbono, o hidrogênio e finalmente o oxigênio.
3. PROBLEMAS ESTEQUIOMÉTRICOS COM MASSA E MOL
Qualitativamente, uma reação química descreve quais os reagentes e quais os produtos obtidos em um processo químico. Quantitativamente uma reação descreve as massas envolvidas no processo. As massas das substâncias envolvidas conservam entre si razões fixas. Observe a reação abaixo:
4 Fe(s) + 3 O2(g) ( 2 Fe2O3(s)
( em termos de átomos e moléculas, temos:
 4 átomos de Ferro (Fe) reagem com 3 moléculas de oxigênio (O2) para formar duas fórmulas unitárias deóxido férrico (Fe2O3).
( em termos de números de mols, temos:
4 mols de átomos de Fe reagem com 3 mols de moléculas de O2 para formar dois mols de fórmulas unitárias de óxido férrico (Fe2O3).
( em termos de massa molar, temos:
223,4 gramas de Fe reagem com 96 gramas de O2(g) para formar 319,4 gramas de Fe.
As relações acima descritas devem ser respeitadas. Assim, se duplicarmos a quantidade de ferro, as quantidades dos outros participantes devem ser duplicadas a fim de mantermos o equilíbrio do sistema.
Exemplos:
1. Na reação N2(g) + 3H2(g) ( 2NH3(g), quantos mols de H2 são consumidos e quantos mols de NH3 são formados quando 1,38 mol de N2 reage?
Se a estequiometria é 1:3:2 e 1 corresponde a 1,38 mol
então, o número de mols de H2 é:	( 3 x 1,38 = 4,14 mols
e o número de mols de NH3 é:	( 2 x 1,38 = 2,76 mols
2. Na reação C2H4(g) + 3O2(g) ( 2CO2(g) + 2H2O(g), quantos mols de moléculas de O2 são consumidos e quantos mols de moléculas de H2O são formados quando 4,16 x 10-2 mols de C2H4 reagem?
Se a estequiometria é 1:3:2:2 e 1 corresponde a 4,16 x 10-2 mol
então, o número de mols de O2 é:	( 3 x 4,16 x 10-2= 0,1248 mols
e o número de mols de H2O é:	( 2 x 4,16 x 10-2 = 0,0832 mols
4. PROBLEMAS ESTEQUIOMÉTRICOS ENVOLVENDO PUREZA
Normalmente partem da análise de uma massa total de um material que contenha um composto de interesse. A massa total é composta pela massa de impureza mais a massa do material de interesse.
A partir da análise da massa que reage, pode-se determinar o percentual de impureza contido na amostra. Acompanhe o exemplo:
Calcule o teor de pureza de uma amostra de 300g de CaCO3 sabendo que após o aquecimento da mesma houve a produção de 100g de CO2(g). 
CaCO3(g) ( CaO + CO2(g)
1 mol	( 1 mol	( 1 mol	(em mols) 
100g	( 56g	( 44g	(em massa)
Considerando que foram formados 100g de CO2(g), temos:
44g de CO2(g)	(	100g de CaCO3
100g de CO2(g)	(	X
X = 227,273g de CaCO3
A amostra tinha 300g, das quais 227,273g eram de CaCO3, o restante da massa é de impureza. O teor de pureza pé dado por:
300g		(	100%
227,273g	(	X
X = 75,76% de pureza
EXERCÍCIOS DE FIXAÇÃO – CÁLCULOS ESTEQUIOMÉTRICOS
1. Faça o balanceamento das seguintes reações químicas:
a) FeO + Al ( Fe + Al2O3 
b) HCl + Al(OH)3 ( AlCl3 + H2O
c) C2H4 + O2 ( CO2 + H2O
d) H2 + Cl2 + O2 ( HClO3 
e) Cr2O3 + H2 ( Cr + H2O
f) C2H2 + O2 ( CO2 + H2O
g) S + O2 ( SO3
h) HCl + Mg ( MgCl2 + H2 
i) P4 + H2 ( PH3
j) ZnCl2 + AgNO3 ( Zn(NO3)2 + AgCl
2. Quantos mols de ferro estão representados na expressão 2Fe4[Fe(CN)6]3 retirada de uma equação balanceada?
3. O monóxido de nitrogênio (NO) é um poluente do ar atmosférico produzido pelos motores dos veículos. Essa substância ao reagir com oxigênio gasoso se converte em dióxido de nitrogênio (NO2) que também é outro grave poluente do ar. Escreva a equação química balanceada para este processo.
4. Em um determinado antiácido estomacal, o ingrediente ativo é o hidróxido de magnésio (Mg(OH)2). O ácido estomacal é o ácido clorídrico (HCl), que é neutralizado pela seguinte reação:
Mg(OH)2(s) + 2HCl ( MgCl2(aq) + 2H2O(l)
a) Qual a proporção correta (estequiométrica) em número de mols entre os reagentes?
b) Qual a proporção correta (estequiométrica) em massa entre os reagentes.
c) Considerando que no estômago há 0,001 mol de HCl, determine o número de mols de Mg(OH)2 necessária para a reação completa.
5. O tetracloreto de carbono (CCl4) é um importante solvente industrial e laboratorial além de ser utilizado na fabricação de CFCs. Um método para obtenção industrial do tetracloreto é descrito abaixo:
CS2(g) + 3 Cl2(g) ( CCl4(g) + S2Cl2(g)
a) Calcule o número de mols de dissulfeto de carbono (CS2) necessário para reagir com 24 mols de gás cloro.
b) Calcule a massa de gás cloro que deve reagir para a obtenção de 15,40 Kg de tetracloreto de carbono
c) Determine o número de mols de CS2 que deve ser utilizado para a produção de 0,025 mol de CCl4.
6. O ácido fosfórico (H3PO4) impuro para uso em preparação de fertilizantes é produzido pela reação de ácido sulfúrico (H2SO4) sobre a rocha de fosfato, cujo componente principal é o Ca3(PO4)2. A reação é:
Ca3(PO4)2(s) + 3H2SO4(aq) ( 3CaSO4(s) + 2H3PO4(aq)
a) Quantos mols de H3PO4 podem ser produzidos pela reação de 196g de H2SO4?
b) Determine a massa de CaSO4 que é produzida como subproduto da reação de 300 mols de Ca3(PO4)2.
7. O superóxido de potássio (KO2) é utilizado em equipamentos de respiração em sistemas fechados para remover o gás carbônico e água do ar exalado. A remoção de água gera gás oxigênio para a respiração pela reação:
4KO2(s) + 2H2O(l) ( 3O2(g) + 4KOH(s) (I)
O hidróxido de potássio (KOH) remove o gás carbônico do sistema pela reação:
KOH(s) + CO2(g) ( KHCO3(s) (II)
a) Determine a massa de KO2 que gera 20 g de gás oxigênio? (I).
b) Calcule a massa de KOH necessária para a remoção de 4,4Kg de CO2. (II)
c) Calcule a massa de KHCO3 que pode ser obtida de 4,4mg de CO2. (II)
8. O tungstênio metálico (W) é usado nos filamentos de lâmpadas incandescentes. O metal é obtido do óxido de tungstênio VI (WO3) amarelo, na reação com o gás hidrogênio. Quantos gramas de tungstênio podem ser obtidos na reação entre 4,81Kg de gás hidrogênio e excesso de óxido de tungstênio (WO3)?
WO3(s) + 3H2(g) ( W(s) + 3H2O(g)
9. A acrilonitrila (C3H3N) é matéria-prima da fabricação de uma espécie de fibra sintética (acrílico). A acrilonitrila pode ser obtida do propeno, C3H6, pela reação com o óxido nítrico (NO). Determine a massa de acrilonitrila obtida de 651Kg de propeno.
4C3H6(g) + 6NO(g) ( 4C3H3N(g) + 6H2O(g) + N2(g)
10. O cobre metálico reage com o ácido nítrico conforme a reação abaixo. Calcule quanto mols de cobre sâo necessários para a produção de 59,2g de Cu(NO3)2.
3Cu(s) + 8HNO3(aq) ( 3Cu(NO3)2(aq) + 2NO(g) + 4H2O(l) 
11. A reação química industrial (siderúrgica) para obtenção de ferro metálico a partir de óxido férrico (Fe2O3) é representada abaixo:
Fe2O3(s) + 3CO(g) ( 2Fe(s) + 3CO2(g)
a) Quantos gramas de ferro metálico podem ser produzidos de 750g de óxido férrico?
b) Quantos mols de CO são necessários para a reação com 750 g de Fe2O3.
12. Quando um ácido é acidentalmente derramado sobre a bancada de um laboratório, este deve ser neutralizado antes da limpeza manual. A maneira mais comum de fazer isto é pulverizar o carbonato de sódio (Na2CO3) sobre o ácido derramado. Após a reação, a limpeza pode ser completada com papel comum e o rejeito devidamente descartado.
Na2CO3(s) + H2SO4(l) ( Na2SO4(s) + CO2(g) + H2O(l)
Suponha que 30g de ácido sulfúrico foram derramados sobre a bancada, determine a massa mínima de Na2CO3 necessária para a neutralização completa do ácido.
�
Respostas (Exercícios de Fixação – Mol e Massas Molares)
1. a) 34g/mol; b) 58 g/mol; c) 85 g/mol; d) 84 g/mol; e) 143 g/mol
2. a) 0,096; b) 0,0194; c) 2; d) 36,8; e) 8; f) 0,032
3. a) 2; b) 1x10-3; c) 10; d) 0,1; e) 5x10-4; f) 5x10-3 
4. 2,5x10-4 mol e 1,5x1020 moléculas		
5. 3,3x10-3 mol	
6. a- 0,588 g; b- 1x10-4 mol; c- 6x1019 moléculas
7. 224 mols 		
8. 0,6 mol
Respostas (Exercícios de Fixação – Cálculos Estequiométricos)
1. a) 3,2,3,1; b) 3,1,1,3; c) 1,3,2,2; d) 1,1,3,2; e) 1,3,2,3; 
f) 2,5,4,2; g) 2,3,2; h) 2,1,1,1; i) 1,6,4; j) 1,2,1,2
2. 14 mols de ferro
3. 2NO(g) + O2(g) ( 2NO2(g) 
4.	a) 1 mol Mg(OH)2 para cada 2 mols de HCl; 
	b) 58g de Mg(OH)2 para cada 73 g de HCl; c- 5x10-4 mol
5. a) 8 mols; b) 21,3kg; c) 2,5 x 10-2 mol
6. a) 1,33 mol; b) 1,22 x 105g
7. a) 59,17 g; b) 5,6 kg; c) 10 mg
8. 1,47 x 105g
9. 821,5kg
10. 0,316 mol
11. a) 525g; b) 14 mols
12. 32,4g
1 u
Produtos
2CO2(g) + 3H2O(g)
Reagentes
 C2H5OH(l) + 3O2(g)_1171017881.unknown
_1343283367.unknown