AULA 05 MOL

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Prof.: Guilherme Coimbra
QUÍMICA GERAL – Curso: Petróleo e Gás
O MOL: A conexão entre o mundo microscópico dos átomos e as medidas de laboratório
O entendimento de mol é muito importante para este curso, bem como para outras áreas científicas mais avançadas.
Todos os cálculos que envolvem mol, são denominados, cálculos estequiométricos (estequiometria), a qual trata da conversão de fórmulas químicas e equações que representam átomos, moléculas e fórmulas unitárias isoladas para a escala de laboratório, que usa miligramas, gramas e até quilogramas dessas substâncias.
O conceito de mol permite que o químico passe do nível atômico e molecular à escala de laboratório, respondendo questões, como por exemplo, do tipo:
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 Quantos gramas de produtos são formados se reagirmos x gramas de A com y grama de B?
- Como podemos garantir que vamos obter a maior quantidade de produto a partir de um reagente caro?
- Se a reação tem um rendimento de 70%, quantos gramas de reagentes são necessários para se produzir a quantidade de produto desejada?
- Quantos gramas de cada reagente são necessários para que não sobre nenhum reagente (ou seja, não haja desperdício)?
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O mol estabelece a relação entre a massa e o número de átomos ou moléculas
Qualquer amostra de material observável a olho nu deve conter um número muito grande de átomos e moléculas.
O conceito de mol permitem-nos contar através da pesagem e então usar essa informação para resolver problemas muito interessantes.
O termo mol vem do Latim e significa: massa disforme, grande número, problema ou dificuldade e corresponde a unidade do SI para quantidade de matéria (substância).
“Um mol é definido como o número de átomos presentes em exatamente 12 gramas de átomos de 12C”.
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1 mol de x = massa atômica em gramas de x
Um mol de um elemento é igual à massa atômica expressa em gramas.
Massa atômica do sódio = 22,99 u, assim, um mol de sódio tem massa igual a 22,99 g e contém o mesmo número de átomos que os contidos em 12,00 g de carbono – 12.
O conceito de mol também se aplica a compostos
Moléculas e compostos iônicos têm fórmulas definidas.
1 mol de moléculas x = massa molecular em gramas de x
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Massa molecular ou massa fórmulas é a soma das massas de todos os átomos em uma fórmula química.
Por exemplo, uma molécula de H2O tem massa igual a 18,00 u, a massa molar da água é 18,00 g.
1 mol do composto iônico x = massa fórmula em gramas de x
Massa molar é a massa em gramas de um mol de qualquer substância.
1 mol de x = massa molar em gramas de x
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Conversão de massa em nº de mols e de nº de mols em massa usando a massa molar.
EX1: Quantos mols de alumínio estão contidos em 32,5 g de uma amostra de alumínio?
EX2: Quantos mols de selênio estão contidos em 10,2 g de uma amostra de selênio?
Conversão de gramas em nº de mols
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Conversão de massa em nº de mols e de nº de mols em massa usando a massa molar.
EX1: Quantos gramas de cloreto de cálcio devemos pesar, se precisamos de 0,452 mol dessa substância?
EX2: Quantos gramas de sulfato de sódio devemos pesar, se precisamos de 0,254 mol dessa substância?
Conversão de nº de mols em gramas
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01) Quantos de mols de alumínio estão contidos em uma folha de alumínio de 3,47 g, usada para embrulhar o sanduíche que você vai comer na hora do lanche?
EXERCÍCIOS
02) Responda:
Determine a massa em gramas de:
0,20 mol de molécula de uréia (CO(NH2)2)
 0,50 mol de ácido sulfúrico (H2SO4)
II) O carbonato de sódio, Na2CO3, é um produto industrial muito importante e usado na manufatura do vidro. Quantos mols de Na2CO3 existem em 132 g de carbonato de sódio?
III) Um cientista dispõe de 19,2 g de átomos oxigênio (O = 16). Qual o número de mols que este cientista pode contar?
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O número de partículas em um mol é chamado – número de Avogadro
O nº de Avogadro recebeu essa denominação em homenagem a Amadeo Avogadro (1776-1856), cientista italiano que foi um dos pioneiros na estequiometria.
O nº de Avogadro é uma ponte entre o número de mols de uma substância e as unidades elementares de substância em um problema de estequiometria.
Se um problema não faz menção a átomos ou moléculas, não é necessário usar o nº de Avogadro nos cálculos.
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Podemos agora escrever uma relação muito importante entre a escala atômica e a escala de laboratório como:
1 mol de X = 6,022 x 1023 unidades de X
As unidades podem ser:
átomos;
 moléculas;
 fórmulas unitárias;
 prótons e etc.
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Usamos o nº de Avogadro para relacionar o mundo macroscópico ao mundo microscópico
EXERCÍCIOS
01) Quantos átomos de alumínio existem em uma lâmina de alumínio de massa igual a 10,4g? (Aℓ ≈ 27 u)
02) Quantos átomos de titânio existem em uma chapa de massa igual 0,2 kg deste metal? (Ti = 47,90 u)
03) Qual é a massa em gramas de uma molécula de tricloro metano? (C = 12,01 u; H = 1,01 u)
04) Qual é a massa, em gramas, de uma única molécula de formol? (C = 12,01 u; H = 1,01 u; O = 16,00 u) 
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Fórmulas químicas relacionam quantidades de substâncias em um composto
Considere a fórmula química do gás natural, CH4:
☻Uma molécula de metano contém 1 átomo de C e 4 átomos de H.
☻Duas moléculas de metano contêm 2 átomos de C e 8 H.
☻Uma dúzia de moléculas de metano contém 1 dúzia de átomos de C e 4 dúzias de átomos de H.
☻Um mol de moléculas de metano contém 1 mol de átomos de C e 4 mols de átomos de H.
Proporção entre átomos de C e H, será
sempre de 1 para 4.
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Equivalências estequiométricas para uma molécula de metano:
1 mol de CH4 1 mol de C
1 mol de CH4 4 mols de H
 1 mol de C 4 mols de H 
“Nos compostos químicos, o número de mols de átomos sempre se combinam na mesma proporção que o número de átomos individuais.
EXERCÍCIOS
Cálculo da Quantidade de um Composto pela Análise de um Elemento
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01) Uma amostra contém 0,864 mol de fósforo. Quantos mols de Ca3(PO4)2 estão nela contidos?
02) Na análise do sulfato de alumínio, determinou-se que a amostra continha 0,0774 mol de íons sulfato. Quantos mols de alumínio a amostra contém?
03) Quantos mols de átomos de nitrogênio estão combinados com 8,60 mols de átomos de oxigênio no pentóxido de dinitrogênio, N2O5?
Massa de A → mols de A → mols de B → massa de B 
Um uso comum da estequiometria em laboratório ocorre quando precisamos relacionar as massas de duas matérias-primas necessárias para a formação de um composto. Esses cálculos podem ser resumidos na seguinte sequência de etapas para convertermos a massa do composto A na massa do composto B:
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Cálculo do Número de Mols de um Elemento a partir do Número de Mols de outro Elemento em um Composto
01) A clorofila a, o pigmento verde das folhas, tem fórmula C55H72MgN4O5. Se 0,0011g de Mg está disponível em uma célula de planta para síntese da clorofila a, quantos gramas de carbono são necessários para que todo o magnésio seja utilizado? (Mg = 24,3 u; C = 12,0 u)
02) Quantos gramas de ferro são necessários para se combinarem
com 25,6 g de O e formarem Fe2O3? (Fe = 55,85 u; O = 16,00 u)
03) Um importante minério de ferro chamado hematita contém óxido de ferro (III). Quantos gramas de ferro estão contidos em uma amostra de 15,0 g de hematita?
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04) Quantos gramas de ferro se combinam com 12,0 g de oxigênio para formar óxido de ferro (III)? A hematita, mencionada antes, é frequentemente polida e usada como pedra semipreciosa.
Fórmulas Químicas podem ser determinadas por medidas experimentais de massa
Os químicos sintetizam compostos ou isolam novos compostos a partir de plantas, tecidos animais, minérios, etc. Eles precisam então determinar a fórmula e a estrutura do novo composto. Isso geralmente é feito por meio da espectroscopia de massa, que dá o valor experimental da massa molar. O composto também pode ser decomposto quimicamente para se obterem as massas dos elementos contidas em uma certa quantidade do composto.
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A composição percentual descreve as massas relativas dos elementos em um composto
A forma usual de descrever as massas relativas dos elementos em um composto é uma lista das porcentagens ponderais chamada de composição percentual. A porcentagem ponderal ou porcentagem em massa de um elemento é o número de gramas do elemento presentes em 100 g de um composto. Em geral, a porcentagem ponderal é encontrada por meio da seguinte equação:
% ponderal do elemento = massa do elemento x 100%
 massa total da amostra
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01) Uma amostra de um líquido com massa igual a 8,657 g foi decomposta em seus elementos e produziu 5,217 g de carbono, 0,9620 g de hidrogênio e 2,478 g de oxigênio. Qual é a composição percentual desse composto?
02) Um composto orgânico com massa igual a 0,6672 g foi decomposto, produzindo 0,3481 g de carbono e 0,0870 g de hidrogênio. Quais são as porcentagens de hidrogênio e carbono nesse composto? É possível que o composto contenha outro elemento?
03) A partir de 0,5462 g de um composto foram isolados 0,2012 g de nitrogênio e 0,3450 g de oxigênio. Qual é a composição percentual desse composto? Existem outros elementos presentes?
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Composição percentuais experimentais podem ajudar na identificação de um composto desconhecido
Cálculo da composição
 percentual teórica a partir de 
uma fórmula química
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01) As porcentagens ponderais de 25,94% de N e 74,06% de O combinam com a fórmula química N2O5?
02) Calcule a composição percentual teórica do N2O4.
03) Calcule a composição percentual teórica para N2O, NO, NO2, N2O3, N2O4 e N2O5. 
Uma fórmula empírica pode ser determinada a partir das massas dos elementos diferentes em uma amostra de um composto
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Quando uma fórmula dá a composição de uma molécula, é chamada fórmula molecular. Ambos os subscritos, 4 e 10, são divisíveis por 2, de modo que os menores números que nos informam as proporções entre P e O são 2 e 5.
Podemos escrever uma fórmula mais elementar que expressa essa proporção, P2O5. Esta é chamada fórmula empírica, porque pode ser obtida a partir de uma análise experimental do composto.
A fórmula empírica expressa a proporção mais simples de números
inteiros entre os átomos de cada elemento de um composto.
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Três tipos de dados podem ser usados para determinação das fórmulas empíricas, são eles:
☺as massas dos elementos;
☺a composição percentual e;
☺dados de combustão.
Em todos os três, o objetivo é a obtenção da proporção mais simples entre os mols de cada elemento na fórmula.
EXERCÍCIOS
01) Uma amostra de 2,57 g de um composto formado apenas por estanho e cloro contém 1,17 g de estanho. Qual é a fórmula empírica do composto?
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02) Uma amostra de 1,525 g de um composto formado entre o nitrogênio e o oxigênio contém 0,712 g de nitrogênio. Calcule sua fórmula empírica.
03) Uma amostra de 1,525 g de um composto formado entre enxofre e oxigênio foi preparado pela queima de 0,7625 g de enxofre no ar e coleta dos produtos. Qual é a fórmula empírica do composto formado?
04) Uma amostra de massa de 2,012 g de um composto de nitrogênio e oxigênio tem 0,522 g de nitrogênio. Calcule a fórmula empírica da amostra.
05) Quando se produz alumínio em escala industrial, são obtidos 5,68 ton de alumínio e 5,04 ton de oxigênio. Qual é a fórmula empírica do composto usado para produzir alumínio?
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Números decimais e suas frações racionais
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Fórmulas empíricas podem ser determinadas a partir de percentagens ponderais
Raramente é possível obtermos as massas de cada elemento em um composto usando-se apenas uma pesagem de amostra, são necessárias duas ou mais análises realizadas com amostras diferentes. 
A composição percentual ajuda a correlacionar resultados de diferentes
experimentos, de tal modo que dados provenientes de amostras diferentes
sejam relacionados com a mesma quantidade de amostra, ou seja, com
100 g do composto.
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Cada porcentagem ponderal representa uma certa massa, em gramas, do elemento, que pode ser convertida no correspondente número de mols do elemento.
As proporções molares são convertidas em números inteiros, resultando nos subscritos para a fórmula empírica.
Cálculo de uma Fórmula Empírica a partir da Composição Percentual
EX1: Um sólido branco usado para clareamento de papel tem a seguinte composição percentual: Na = 32,4%; S = 22,6%. Qual é a fórmula empírica do composto?
EX2: Uma parte do sabor característico da canela vem do cinamaldeído, que tem 81,79% de C; 6,10% de H. Determine a fórmula empírica desse composto.
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EX3: Um pó branco usado em tintas, esmaltes e cerâmicas tem a seguinte composição percentual: Ba = 69,6%; C = 6,09% e O = 24,3%. Qual é a sua fórmula empírica? Qual é o nome do composto?
Fórmulas empíricas podem ser determinadas por análise indireta
Na prática, raramente um composto é decomposto em seus elementos em uma análise quantitativa. Em geral, o composto se transforma em outros compostos. As reações separam os elementos capturando cada um deles inteiramente (quantitativamente) em um composto separado cuja fórmula química é conhecida.
Veremos na Química Orgânica, o método de Liebig,
utilizado na determinação por combustão de C, H e
de outros elementos.
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EX1: Uma amostra que contém apenas enxofre e carbono é completamente queimada no ar. A análise fornece 0,640 g de SO2 e 0,220 g de CO2. Qual é a fórmula empírica?
EX2: A combustão de 5,048 g de uma amostra de um composto de C, H e O produziu 7,406 g de CO2 e 3,027 g de H2O. Calcule a fórmula empírica do composto.
EX3: Uma amostra de 0,5438 g de um líquido formado apenas por C, H e O foi queimada com oxigênio puro, e foram obtidos 1,039 g de CO2 e 0,6369 g de H2O. Qual é a fórmula empírica do composto?
Fórmulas moleculares são determinadas a partir 
das fórmulas empíricas e das massas molares
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Ás vezes, a fórmula empírica e a fórmula molecular são as mesmas. Dois exemplos são H2O e NH3. No entanto, em geral os subscritos de uma fórmula molecular são múltiplos inteiros daqueles que aparecem na fórmula empírica.
Os subscritos da fórmula molecular P4O10, por exemplo, são, cada qual, duas vezes os de sua fórmula empírica, P2O5, como você viu anteriormente.
A massa molar do P4O10 é também duas vezes maior que a massa fórmula do P2O5. Esta observação nos proporciona uma maneira de descobrirmos a fórmula molecular de um composto, desde que a sua massa molar possa ser determinada experimentalmente.
Se a massa molar experimental for igual à massa fórmula empírica calculada, a fórmula empírica é também a fórmula molecular. Senão, a massa molar experimental será um múltiplo inteiro do valor calculado a partir da fórmula empírica. Qualquer que seja esse valor, trata-se de um multiplicador comum a todos os subscritos da fórmula empírica.
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Determinação da fórmula molecular a partir da fórmula empírica e da massa molar.
EX1: A fórmula empírica para a hidrazina é NH2 e sua massa molar é 32,0 g/mol. Qual é a sua fórmula molecular?
EX2: O estireno, a matéria-prima para a produção de espumas de poliestireno, tem fórmula empírica CH. Sua massa molar é 104 g/mol. Qual é a sua fórmula molecular?
EX3: Após determinar que as fórmulas empíricas de dois compostos diferentes eram CH2Cℓ e CHCℓ, um estudante misturou os dados das massas molares. Entretanto, o estudante sabia que um composto tinha massa molar 100 e, o outro, massa molar 289 g/mol. Quais são as fórmulas moleculares possíveis dos dois compostos?
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Equações químicas associam as quantidades de substâncias em uma reação.
GRANDEZAS QUÍMICA 
 A química é uma ciência que requer medições,leis e cálculos,para poder assim prever a(s) quantidade(s) de reagentes que são consumidos com o tempo ou a quantidade de produtos que são formados com o tempo. Por essa ciência trabalhar com partículas minúsculas,essas medições ficam mais complicadas,mas a idéia,o princípio, é o mesmo como se tivéssemos medindo algo macroscópico. 
 Então o que vem a ser grandeza química ?
Grandeza: ________________________________________________
Unidade: _________________________________________________
Medir uma grandeza significa ________________ com a unidade padrão escolhida.
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EXERCÍCIOS
Quantos mols de átomos de cobre existem em um pedaço de fio que contém 635g do metal?
02) Que massa corresponde a 3 mols de moléculas de água ?
03) Quantas moléculas existem em 360g de água ?
04) Quantas moléculas existem em 2,5 mols de moléculas de glicose(C6H12O6)?
05) Qual a massa,em gramas,de um átomo de ouro ?
06) Qual a massa,em gramas,de uma molécula de oxigênio?
07) Quantos átomos de oxigênio existem em 980g de ácido sulfúrico(H2SO4)?
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ESTEQUIOMETRIA OU CÁLCULO ESTEQUIOMÉTRICO:
 É o cálculo das quantidades de reagentes e/ou produtos das reações químicas, feito com base nas leis das reações e executado, em geral, com o auxílio das equações químicas correspondentes.
 O termo estequiometria vem do grego stoikheion = elemento; metron = medição, designa os cálculos que permitem determinar as quantidades que participam das reações(reagentes ou produtos). São também chamados de cálculos estequiométricos ou proporcionais, porque obedecem às proporções estabelecidas pelas reações ou determinadas pelas substâncias. Os cálculos proporcionais aparecem, inicialmente, como conseqüência imediata da lei das proporções fixas ou lei de Proust. Hoje podem ser considerados como decorrência da teoria atômico-molecular.
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LEIS PONDERAIS DAS REAÇÕES QUÍMICAS:
Há muito tempo o homem observa as reações químicas e seus produtos. Estas observações o levaram a propor teorias para explicar os fatos observados. Os químicos alemães Becher e Stahl, observando as reações, concluíram que “algo” era perdido durante as reações de queima. A este algo perdido denominaram FLOGISTO. Esta teoria do flogisto, que foi exposta pela primeira vez por Stahl em 1702, só foi derrubada em 1774 por Lavoisier.
Lei de Lavoisier ou lei da conservação da massa:
Em uma reação química,a massa total dos reagentes é igual à massa total dos produtos.
EX: C + 2H2 → CH4
1ª reação: 3g 1g 4g
2ª reação: 6g 2g 8g
3ª reação: 9g 3g 12g
4ªreação: 12g 4g 16g
MR = MP
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Lei de Proust ou lei das proporções fixas e definidas ou constantes:
Quando duas substâncias reagem as suas massa guardam entre si uma relação fixa e definida e que qualquer massa que esteja em excesso fica sem reagir.
EX: C + 2 H2 → CH4
1ªreação : 3g 1g 4g ( : : )
2ªreação: 6g 2g 8g ( : : )
3ªreação: 9g 3g 12g ( : : )
4ªreação: 12g 4g 16g ( : : )
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Como conseqüência das leis ponderais,podemos entender a composição centesimal de uma substância, que são as porcentagens, em massa, dos elementos formadores dessa substância. Para se resolver problemas que envolvam cálculo estequiométrico, deve-se seguir as seguintes regras:
☻Escrever a equação química representativa da reação;
☻ Acertar os coeficientes da equação;
☻ Verificar que os coeficientes indicam a proporção,em mols,dos participantes da reação.
☻ Verificar que a proporção, em mols, pode ser transformada em uma proporção de massa, moléculas e, quando se tratar de gases nas CNTP, em uma proporção de volumes.
☻ Montar uma regra de três entre o dado do problema e a pergunta.
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EX: Equação Química: N2 + 3H2 2 NH3
 Proporção em mols:	 
 Proporção em massa: 
 Proporção em moléculas : 
 Proporção em volume
 (CNTP): 
EQUAÇÕES QUÍMICAS
Uma equação química é a representação gráfica de uma reação química. É representada com os reagentes à esquerda e os produtos à direita, separados por uma flecha.
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Ex1: Al2(CO3)3 → Aℓ2O3 + CO2 
EX2: Ca3(PO4)2 + SiO2 + C → CaSiO3 + P + CO
EX3: KMnO4 + HCl → KCl + MnCℓ2 + H2O + Cℓ2
EX4: K2Cr2O7 + HBr → KBr + CrBr3 + H2O +Br2 
EX5: (NH4)2Cr2O7 → N2 + Cr2O3 + H2O
EX6: Ni2S3 + O2 + C → Ni + SO2 + CO2
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Fórmula Centesimal (ou composição centesimal ou composição percentual): Refere-se às porcentagens em massa dos elementos formadores da substância considerada.
EX: A análise de 0,40g de um certo óxido de ferro revelou que ele encerra 0,28g de ferro e 0,12g de oxigênio. Qual é a sua fórmula centesimal?
Fórmula mínima(ou empírica ou estequiométrica): È a que indica os elementos formadores da substância,bem como a proporção em números de átomos desses elementos expressa em números inteiros e os menores possíveis.
EX: Calcule a fórmula mínima de um composto que apresenta 43,4% de sódio, 11,3% de carbono e 45,3% de oxigênio(massas atômicas: Na=23;C=12;O=16).
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Fórmula molecular: È a mais importante. Indica os elementos formadores da substância e o número exato de átomos de cada elemento na molécula dessa substância.
EX: Uma substância de massa molecular 180 encerra 40,00% de carbono, 6,72% de hidrogênio e 53,28% de oxigênio. Pede-se sua fórmula molecular. (Massa atômicas: H=1;C=12;O=16).
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01) Quando soluções aquosas de cloreto de cálcio e fosfato de potássio, são misturados, ocorre uma reação em que fosfato de cálcio, sólido se separa da solução. Qual o outro produto? Escreva a equação balanceada.
EXERCÍCIOS
02) Escreva a equação química que descreve a reação entre o cloreto de alumínio e uma solução de fosfato de sódio.
03) Na reação SO2(g) + O2(g) → SO3(g), quantos mols de O2 são necessários para produzir 6,76 mols de SO3?
04) Quantos mols de ácido sulfúrico, são necessários para reagir com 0,366 mol de NaOH?
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O reagente limitante restringe a quantidade de produto que pode ser formado
EX1: Em uma reação entre ácido sulfúrico e hidróxido de sódio,foram utilizados 294g do ácido e 250g da base. Determine:
a) Qual a massa do reagente em excesso ?
b) Qual a massa de sulfato de sódio produzida ?Dados:H=1;S=32;O=16 e Na = 23.
EX: Juntam-se,em um recipiente,3 mols de hidrogênio e 4 mols de cloro. Provocada a reação,obtém-se gás clorídrico. Pergunta-se:
a) Qual o reagente em excesso ?
b) Qual o de volume gás clorídrico obtido nas CNTP ?
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QUÍMICA GERAL – Curso: Petróleo e Gás
A quantidade esperada de produto nem sempre é a que se obtém experimentalmente
Rendimento percentual = rendimento real x 100%
 rendimento teórico
EX1: Calcule a massa de óxido de cálcio produzida a partir da decomposição térmica de 300g de carbonato de cálcio, com rendimento de 70%. Dados: Ca = 40; O= 16; C= 12.
EX2: 98,1g de zinco reagem com uma solução concentrada de hidróxido de sódio, produzindo 193,59g de zincato de sódio. Qual é o rendimento da reação? Zn= 65,4; Na= 23; O= 16.
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EXERCÍCIOS
01) Na síntese da aspirina, reagimos o ácido salicílico com o anidrido acético. A equação química é
 C7H6O3 + C4H6O3 → C9H8O4 + H2O
(ác. salicílico) (anidrido acético) (ác. Acetilsalicílico) (água)
Ao misturarmos 28,2 g de ácido salicílico com 15,6 g de anidrido acético nessa reação, obtemos 30,7 g de aspirina. Quais são os rendimentos teórico e percentual de nosso experimento?
02) Em um processo industrial para a produção de ácido nítrico, a primeira etapa é a reação da amônia com o oxigênio a alta temperatura e na presença de platina finamente dividida. O monóxido de nitrogênio forma-se como e segue.
 NH3 + O2 → NO + H2O
Quantos gramas de monóxido de nitrogênio podem se formar se uma mistura contém inicialmente 30,00 g de NH3 e 40,00 g de O2?
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QUÍMICA GERAL – Curso: Petróleo e Gás
03) O gerador de Kipp é uma antigo dispositivo para a produção de dióxido de carbono na quantidade desejada. Consiste em um frasco fechado que contém calcário, CaCO3, com uma válvula para o acréscimo de ácido clorídrico, HCl (aq), na quantidade necessária. A reação entre o calcário e o ácido clorídrico produz dióxido de carbono, como mostra a seguinte reação:
 CaCO3(s) + 2 HCl(aq) → CO2(g) + CaCl2(aq) + H2O
Quantos gramas de CO2 podem ser produzidos ao reagirem 125 g de CaCO3 com 125 g de HCl? Quantos gramas de cada reagente não reagem? 
04) O etanol, C2H5OH, pode ser convertido em ácido acético, o ácido do vinagre, HC2H3O2, por ação do dicromato de sódio em solução aquosa de ácido sulfúrico segundo a seguinte reação:
3C2H5OH(aq) + 2Na2Cr2O7(aq) + 8H2SO4(aq) → 3HC2H3O2(aq) + 2Cr2(SO4)3(aq) + 2Na2SO4(aq) + 11H2O
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Prof.: Guilherme Coimbra
QUÍMICA GERAL – Curso: Petróleo e Gás
Em um experimento, foram misturados 24g de C2H5OH, 90g de Na2Cr2O7 e excesso de ácido sulfúrico, obtendo-se 26,6g de ácido acético (HC2H3O2). Calcule os rendimentos teórico e percentual do HC2H3O2.
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Prof.: Guilherme Coimbra
QUÍMICA GERAL – Curso: Petróleo e Gás
SOBRE A PUREZA DA ÁGUA
 CHUVA ÁCIDA;
 POLUIÇÃO PELO MERCÚRIO.
Realização de pesquisas sobre esses dois tópicos, respondendo as seguintes questões:.
Quais são os gases principais que são responsáveis pela chuva ácida, e como eles entram na atmosfera terrestre? (escreva as equações);
 Como o dióxido de enxofre e o dióxido de nitrogênio contribuem para um aumento na concentração do íon hidrogênio na água? (Explique seus cálculos);
 Descreva brevemente alguns dos problemas acusados pela chuva ácida nos sistemas e materiais;
 Que forma de mercúrio (dê a fórmula) é uma ameaça para os humanos?
 Em termos gerais, explique como o mercúrio persiste por muito tempo em um meio aquático.