CAPITULO 2 - Estequiometria II - Mol, formulas quimicas e reagente limitante

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CAPITULO 2: PARTE II - MOL, FORMULAS QUIMICAS, REAGENTE LIMITANTE
MOLS DE ÁTOMOS E NÚMERO DE AVOGADRO
Da mesma maneira que 12 constituem uma dúzia, um mol de qualquer tipo de partícula é 6 ,023 x 1023 de partículas. O peso de uma dúzia de ovos não é a mesma que o peso de uma dúzia de laranjas. Portanto, a massa de um mol de um elemento não é a mesma da massa de um mol de outro elemento. Massa de um mol de qualquer tipo de partícula ou unidade, expressa em grama, é numericamente a mesma do peso de qualquer partícula ou unidade individual, expressa em unidade de massa atômica (uma). Seguem exemplos de alguns conceitos.
A. Da tabela das massas atômicas, a massa atômica do hidrogênio é dada como 1, 0079. Isso significa que um átomo de H tem a massa igual a 1 ,0079 uma. Isso também significa que a massa de 1 mol de átomos de hidrogênios é 1,0079 gramas. A massa de um único átomo de hidrogênio é 1,673 x 10-24g. Ou seja, 1,0079 é a massa total de 6,023 x 1023 átomos de H. Portanto, o peso de um átomo de hidrogênio é 1,0079 g dividido por 6,023 x 1023, o que resulta em 1,673 x 10 -24g.
B. A fórmula H2 para o hidrogênio elementar significa que cada molécula de hidrogênio consiste de dois átomos de H. A massa de dois átomos de H, 2 x 1,0079 uma = 2,0158 uma. A massa de 1 mol de moléculas de H2 é, portanto, 2,0158 g. A massa de uma única molécula de H2 é 3,347 x 10-24 g.
C. A fórmula de NO3- para o íon nitrato significa que o íon consiste de um átomo de nitrogênio e três átomos de oxigênios (juntamente com o elétron adicional que dar ao íon sua carga). A massa do íon nitrato é, portanto, a massa de um átomo de nitrogênio mais a massa dos três átomos de oxigênios, ou 62,01 uma. A massa de 1 mol de íons nitratos é, portanto, 62,01 g, e a massa individual do íon nitrato é 1,03 x 10-22 g.
D. Um átomo simples de Mg apresenta a massa de 24 uma ou seja, duas vezes maior do que a massa do carbono. (1 mol de átomos de carbono = 12g; 1 mol de átomos de Mg =24g).
E. A massa de um átomo em unidade de massa atômica (uma) é numericamente igual à massa de um mol desses mesmos átomos em grama.
F. A massa de um mol de qualquer substância é chamada de MASSA MOLAR. (Uma molécula de H2O pesa 18 uma; 1mol de H2O pesa 18 g; Um par iônico de NaCl pesa 58,5 uma; 1mol de NaCl pesa 58,5 g)
1. Lembrando que um mol de qualquer partícula tais como átomos, íons ou moléculas é 6,023 x 1023 (Número de Avogadro).A massa desses números de partículas é expressa em gramas. Um mol de íons de hidrogênios (H+) contém quantos íons hidrogênios? ------------------Quanto será sua massa atômica? ---------------.
2. Um mol do elemento chumbo (Pb) contém ----------------------------átomos e pesa ----------------.
3. Quantos átomos de carbono e enxofre são necessários para produzir uma molécula de dissulfeto de carbono (CS2)?------------------------------
4. 1 mol de moléculas de dissulfeto de carbono requer quantos mols de átomos de carbono e átomos de enxofre? -----------------------------------------
5. Um mol de tetracloreto de carbono (CCl4) requer quantos mols de átomos de carbono e quantos mols de átomos de cloro? --------------------------------------
6. Sabendo que 4 mols de cloro e 1 mol de carbono forma 1 mol de CCl4, qual será a massa de 1 mol de CCl4? --------
7.Qual é a massa em grama de meio mol de H2SO4? ------------------------------------
8. Quantos mols equivalem a 36 g de H2O? --------------------------
9. Nove gramas de H2O representam quantos mols de água?
10. A massa molar de CH3OH é 32,05 g. Meio grama de CH3OH representa quantos mols?
11. Um mol de átomos de Na pesa 22,99 g. Um mol de átomos de Cl pesa 35,45 g. Um mol de moléculas de NaCl pesa 58,44g. Qual pesa mais, 1 mol de átomos de Cl ou 1 mol de átomos de Na? -------------
12. Na reação balanceada Zn + 2 HCl → H2 + ZnCl2, quando zinco metálico reage com o acido clorídrico , gás hidrogênio e cloreto de zinco são os produtos. Quantos mols de HCl são necessários para produzir 1 mol de ZnCl2?----------------------------------------------------------
13. Responda:
a) 2 mols de KClO3 pesa ------------------------- gramas.
b) 2 mols de KCl pesa --------------------- gramas.
c) 3 mols de O2 pesa --------------------------- gramas.
14. Se somente 122,6 gramas de KClO3 estivesse disponível, quantos mols de KCl e O2 seriam produzidos?(Primeiro converta gramas de KClO3 para mols de KClO3)
Mol de KCl ------------------------------------ Mol de O2 -------------------------
15. Se somente 122,6 gramas de KClO3 estivesse disponível, quantos gramas de KCl e O2 seriam produzidos ?
gramas de KCl --------------------------------; gramas de O2 --------------------------------------
16. Se somente 24,5 gramas de KClO3 fosse disponível, quantos mols de KClO3 estão disponíveis?-------------
17. Se somente 24,5 gramas de KClO3 são disponíveis, quantos mols de KCl e O2 seriam produzidos? 
Mols de KCl ------------------------ mols de O2 -----------------------------. Quantos gramas de O2 seriam produzidos? --------18. Considere a seguinte reação e responda: 2 Fe + 3 Cl2 → 2 FeCl3
a) 2 mols de Fe pesa --------- gramas
b) 3 mols de Cl2 pesa --------------------- gramas.
c) 2 mols de FeCl3 pesa ----------------- gramas
19. Quantos mols de Fe e gás cloro são requeridos para produzir 32,44g de FeCl3? Mol Fe =---------------------;Mol de Cl2 = ---------------------
20. Na reação 2H2 + O2 → 2H2O, se 360,4 gramas de água são produzidas, quantos mols de H2 e O2 serão requeridos? Quantos gramas de O2 são requeridos?
a) mol de H2 --------------------------------- b) mol de O2 ---------------------------- c) gramas de O2 ----------------------
MASSA MOLECULAR/MASSA MOLAR
21. Monóxido de carbono (CO) é uma molécula composta de um átomo de C e um átomo de O. Se o átomo de C pesa 12,01 uma e um átomo de oxigênio pesa 16,00 uma, a molécula de CO pesa, então ----------------------------------..
22. A massa molecular de uma molécula é a soma das massas atômicas dos átomos dentro da molécula. Se a massa atômica de H é 1,01 uma e a massa atômica de Cl é 35,45, então a massa molecular de HCl será --------------uma.
23. Molécula pode significar ou uma molécula de um elemento ou uma molécula de um composto. A molécula de um elemento consiste de um ou mais átomos do mesmo tipo. Exemplos são H2 (o qual existe como molécula diatômica), Ar ( o qual existe como um átomo simples de argônio), e S8 ( o qual existe como uma molécula de oito átomos de enxofre).
Desde que o argônio existe normalmente como um átomo simples, o átomo simples do Ar pode ser chamado ou como molécula de argônio ou como átomo de argônio. A massa atômica do argônio é 39,95 uma. A massa molecular do Ar será, então, ------------------------uma.
24. Molécula contendo somente um único átomo consiste uma exceção a regra. Maioria das moléculas ou de um elemento ou de um composto, usualmente, envolvem dois ou mais átomos combinados em uma ligação covalente. A massa molecular do O2 é ------------uma. A molécula de O2 é uma molécula de um (composto, elemento) -----------------
25. A massa atômica do S é 32,06 uma. A massa molecular de S8 é -------------------uma. S8 é uma molécula de um elemento porque ---------------------------------------------------------------.
26. A massa molar de C12H22O11 é ------------------------------uma.. A sucrose (C12H22O11) é uma molécula de um elemento ou de um composto? ----------------------
27. Determine a massa molar do C2H5OH. Utilize a tabela periódica. --------------------------------------
FÓRMULA MASSA OU FÓRMULA UNITÁRIA
28. O termo massa molecular ou massa molar refere-se melhor a compostos moleculares. Peso fórmula ou fórmula unitária refere-se ou a compostos moleculares ou compostos iônicos.. A massa molar ou molecular de CO2 (composto covalente) é 44,01 uma. 44,01 uma refere-se somente a massa molar, ao peso formula ou ao peso fórmula e a massa molecular? --------------------------------------. Já o NaCl é um
composto iônico e pesa 57,44 uma. Essa quantidade refere-se à massa molecular, ao peso fórmula, ou a massa molecular e peso fórmula? -----------------29. Determine a fórmula massa do CuSO4. --------------------------------------------------------------------
30. Calcule a massa molar ou fórmula massa da vitamina C (C6H8O6).----------------------------------. Vitamina C é um composto covalente. Qual é a sua massa molecular? ---------------------
REAGENTE LIMITANTE
O reagente que é consumido completamente em uma reação química é chamado de REAGENTE LIMITANTE., porque determina (ou limita) a quantidade de produto formado. O outro reagente é dito REAGENTE EM EXCESSO.
Para determinar qual o reagente é o limitante deve-se calcular a quantidade do produto esperada para cada reagente. Aquele reagente que der a menor quantidade do produto será o reagente limitante.
31. Para a reação, C + O2 → CO2, somente 3 gramas de carbono(C) estão disponíveis enquanto existem uma quantidade bem superior de oxigênio. a) Qual é o reagente limitante, C ou O2? ---------- b) Quantos gramas de CO2 seriam produzidos? -----------
32. Somente 4,01 gramas de metano (CH4) estão disponíveis para a reação CH4 + 2 O2 → CO2 + 2 H2O. Existem uma quantidade maior de oxigênio. Responda: a) Qual é o reagente limitante? ----------------------b) Quantos gramas de H2O serão formados? ---------------------------
33. Para a seguinte reação, 18,02g de água são produzidas e todo o silano (SiH4) é consumido, e o oxigênio permanece com um pouco de excesso. SiH4 + 2O2 → SiO2 + 2 H2O
a) Quantos mols de SiH4 foram consumidos? ---------------------------------
b) Qual é o reagente limitante? ------------------------------------
34. Todo o oxigênio foi consumido na reação e 60,09 g de SiO2 foram produzidos. A reação é : SiH4 + 2O2 → SiO2 + 2H2O. Responda: a) Qual a massa de SiH4 que foi consumida? ------------------------ b) Em sua opinião quem será o reagente limitante? -----------------------------
35. Uma mistura de 5,0g de H2 e 10,0 g de O2 reage produzindo água de acordo com a reação seguinte:
2H2(g) + O2(g) → H2O(g)
Qual é o reagente limitante? ------------------------------- Quanto de água será produzido?--------------------------
36. Qual é o máximo de massa de Ni(OH)2 que pode ser preparado ao misturar as duas soluções que contém 26,0 g de NiCl2 e 10,0 g de NaOH respectivamente?
NiCl2 + 2NaOH → Ni(OH)2 + 2 NaCl
37. Qual é a massa de CO2 que pode ser formado pela reação de 8,0g de CH4 com 48g de O2?
RENDIMENTO TEÓRICO
É o rendimento calculado quando assume que uma reação química foi completa, ou seja, é exatamente a quantidade do produto formado quando todo o reagente limitante é consumido. Na prática não conseguimos isolar muito o produto obtido por várias razões:
a) os reagentes não são completamente convertidos nos produtos.
b) ocorrência de reações secundária.
c) em alguns casos, a separação do produto desejado da mistura reacional é muito difícil, portanto, é impossível obter 100% do produto obtido.
RENDIMENTO REAL
É o rendimento real obtido em uma reação química
RENDIMENTO PERCENTUAL
É usado para indicar quanto do produto foi obtido na reação química
Rendimento Percentual = Rendimento Real x 100
 Rendimento Teórico
38. 15,6 g de uma amostra de C6H6 reagem com excesso de HNO3 produzindo C6H5NO2. O rendimento real dessa reação é de 18,0 g de C6H5NO2. Qual é o rendimento percentual de C6H5NO2?
39. Suponha que 68,5 kg de CO(g) reagem com 8,60 kg de H2(g) segundo a reação abaixo:
2H2(g) + CO(g) → CH3OH(l)
a) Calcule o rendimento teórico do metanol.
b) Se 3,57 x 104 g de CH3OH é realmente produzido, qual será o rendimento percentual do metanol?
TESTE DE APRENDIZAGEM
1. Na reação seguinte, 4 mols de moléculas de O2 foram completamente consumidas para produzir água. Existe, entretanto, algum hidrogênio restante após a reação. 2H2 + O2 → 2 H2O
a) Quantos mols de água foram formados? -------------------------------------
b) Qual é a massa de água formada? ------------------------------------------------
c) Qual é o reagente limitante? --------------------------------------------------------
2. Na seguinte reação, 16,02 gramas de metanol (CH3OH) foram queimados: 2 CH3OH + 3O2 → 2CO2 + 4 H2O
a) Quantos mols de oxigênio foram consumidos? --------------------------------------
b) Quantos gramas de água foram formados? ------------------------------
c) Qual é o regente limitante? --------------------------------------------------------
FRMULA MOLECULAR E PESO FÓRMULA
Nessa parte você aprenderá como determinar a massa molecular e a composição percentual de um composto quando sua formula molecular for dada. Você será capaz também de determinar a fórmula molecular de um composto a partir da composição percentual do mesmo e de sua massa molecular. Deve-se lembrar que cada molécula consiste de um número definido de átomo com uma relação fixa expressa em números pequenos e inteiros.
OBJETIVOS
1. Explicar a diferença entre a molécula de um composto e a molécula de um elemento;
2. Calcular a massa molecular de um composto quando sua formula real é dada;
3. Explicar a diferença entre a fórmula empírica e sua fórmula real;
4. Calcular a percentagem de cada elemento em um composto quando sua frmula real e empírica for dada.
5. Determinar a fórmula real de um composto quando sua fórmula empírica e molecular for dada;
6. Calcular a fórmula real de um composto quando sua composição percentual e sua massa molecular forem dadas.
COMPOSIÇÃO PERCENTUAL
40. Para encontrar proporção real em massa de um elemento em um composto, a massa da parte deve ser dividida pela massa do todo. Considerando uma molécula do dióxido de carbono, a molécula consiste de um átomo de carbono pesando 12,01 uma e um átomo de oxigênio pesando 16,0 uma. A molécula total pesa 12,01 + 16,00 = 28,01 uma. O átomo de oxigênio pesa ------------------------ % do total da molécula.
41. Para encontrar a percentagem de qualquer elemento em um composto, divide a massa atômica total daquele elemento pela massa molar do composto e multiplica o resultado por 100%. A molécula do dióxido de carbono (CO2) apresenta uma massa molar de 44,01 g/mol e consiste de um átomo de carbono com massa atômica de 12,01 e dois átomos de oxigênio com massa molar de ----------------g/mol.
42.. Usando a informação acima, encontre a percentagem em massa do oxigênio e do carbono dentro do composto dióxido de carbono (CO2). ----------------------------------------------------------
43. .Calcule a percentagem em massa do hidrogênio (H) na água (H2O). %H -----------------------------------
44. Determine a percentagem em massa do carbono na glicose (C6H12O6). % C ------------------------------
45. Em seguida, calcule a composição percentual dos outros elementos presentes na glicose: % H ----------; % O ----
FÓRMULA EMPÍRICA
46. Um químico frequentemente determina a fórmula de um composto quando a composição percentual do mesmo já é conhecida. Assuma que um composto é formado somente por dois elementos, carbono e hidrogênio. Por análise, o composto apresenta 92,2% de carbono em massa. Qual é a composição percentual em massa do hidrogênio nesse composto? -----------------------
47. Um composto com fórmula indeterminada contém 92,2% de carbono em massa e 7,8 % de hidrogênio em massa. Isso significa que para cada 100 uma (unidade de massa atômica) daquele composto, 92,,2 uma será contribuída pelo carbono. Quantos uma será, então, contribuído pelo hidrogênio?-------------------
48. Sabendo que 100 uma de um composto contém 92,2 uma de carbono e 7,8 uma de hidrogênio dando a massa relativa dos elementos em um composto. Em ordem de determinar a fórmula química, necessitamos de conhecer o número relativo de átomos de cada elemento em um composto. Necessitamos também conhecer a relação entre os átomos de carbono e de hidrogênio. Sabemos
que a massa atômica do carbono é 12,01 uma e representa a massa de um átomo de carbono. A massa 92,2 uma representa a massa de quantos átomos de carbono? ----------------
49. Para conhecer a fórmula de um composto desconhecido, necessitamos saber a relação entre os átomos de carbonos e os átomos de hidrogênio dentro de uma molécula simples. Considerando a fórmula mais simples entre o carbono e hidrogênio, temos o CH, onde a proporção é de 1:1. Essa representação da fórmula mais simples é conhecida como FÓRMULA EMPÍRICA. Portanto, CH constitui a fórmula mais simples desse hidrocarboneto.
50. Um composto desconhecido contendo uma fórmula empírica CH pode representar vários compostos. Por exemplo, acetileno (C2H2) e benzeno (C6H6) ambos apresentam a mesma fórmula empírica CH. As fórmulas para o acetileno e benzeno são chamadas de FÓRMULA MOLECULARES porque descreve o número real dos átomos contidos em cada molécula.
a) A fórmula descrevendo a relação mais simples entre os átomos em um composto desconhecido é chamado de ---------------------------------------------------.b) A fórmula que descreve o número real de átomos contidos em cada molécula é chamada de -----------------------------------------------------.
51.. Uma fórmula empírica é às vezes a mesma que a fórmula molecular. Uma fórmula determinada pela composição percentual em massa é considerada ser uma fórmula empírica desde que somente represente a relação de um átomo com outro. Pela análise da massa, encontra-se que um composto consiste de uma relação 1:1 entre os átomos de carbono e oxigênio. A fórmula CO é determinada para o composto e você suspeita que o composto possa ser o CO, mas não tem certeza. A fórmula nesse caso seria --------------------------------(empírica, molecular) fórmula.
52. Para determinar uma fórmula empírica se a composição percentual for conhecida, siga as seguintes etapas:
Retire o sinal de percentagem e substitua por g ou uma. O resultado é a composição em massa de uma amostra de 100 g ou 100 uma.
Multiplique cada um dos resultados da etapa anterior pelo número apropriado de átomos. O resultado é o número relativo de átomos contidos em 100 g da amostra.
Divida cada número relativo de átomos obtido na etapa 2 pelo menor número para obter a relação mais simples dos átomos como um todo.
53. Um composto contém 20% de Ca e 80% de Br em massa. Qual seria a quantidade em massa de Ca e Br contido em 100 g do composto? -----------------------------------------
54. Quantos átomos de Ca e Br estão presentes em 100 g do composto? Átomos de Ca = ---------------------; Átomos de Br = ---------------------------------
55. Um composto apresenta 79,9 % de carbono e 20,1% de hidrogênio em massa. Qual é a sua formula empírica? ------------------------------------------------------------------
56. Uma amostra de um composto é formada por 40% de Ca, 12% de C e 48% de O em massa. Qual é a fórmula empírica desse composto?-------------------------------------------
57. Determine a fórmula empírica de um composto que contém 28,7% K, 1,5% de H, 22,8% de P e 47,0 % de O. Escreva a fórmula na ordem dos elementos dada a seguir: K,H,P,O. -----------------------------------------------
58. Determine a fórmula empírica de um composto formado por 15,15% K, 10,45% Al, 24,80% de S e 49,60% de O. Escreva a fórmula na seguinte ordem: K,Al,S,O.----------------------------------------------
59. Revisando: um átomo de cloro pesa ----------uma e 6,023 x1023 átomos de cloro pesa ------------gramas.
60. O número 6,02 x 1023 aparece em muitos cálculos químicos. O termo mol significa 6,023 x 1023 unidades químicas. Ou seja, um mol de átomos significa 6,023 x 1023 átomos; um mol de elétrons significa 6,023 x 1023 elétrons; um mol de íons significa 6,023 x 1023 íons.
61. Um mol de moléculas representa quantas moléculas? -----------------------------------
62. A massa atômica do cálcio em gramas (Ca) é 40,08 gramas. Um mol de átomos de Ca pesa quantos gramas? ---
63. Invés de percentagens, a composição de um composto pode ser dada diretamente em massa. Por exemplo, uma amostra de 5,0 gramas de um composto consiste somente de cloro e fósforo. Se 5,0 gramas dessa amostra contém 1,13 gramas de fósforo, quantos gramas de cloro estariam presente? --------------
64. As etapas para determinar a fórmula empírica de uma amostra apresentam passos similares (1 e 2) vistos no item 52 quando usa a composição percentual para determinar a fórmula empírica.
A) Determinar o número de mols de átomos de cada elemento
B) Dividir cada resposta do item anterior pelo menor número inteiro a fim de encontrar a menor relação existente entre um átomo e o outro.
Uma amostra de 10 gramas de um composto apresenta 2,73 gramas de carbono e 7,27 gramas de oxigênio. 
Aplique etapa A . mols de C= --------------------------------------- ; mols de O= -------------------------------------------
Aplique a etapa B para a mesma amostra. Qual é a fórmula empírica da amostra?--------------------------------------------
65. Uma amostra de 5,0 gramas de um composto contendo cálcio e cloro é analisado e contém 1,80 gramas de Ca. Quanto possui de cloro? -----------------------------------------------------------------
66. Quantos mols de átomos são representados por 1,80 gramas de Ca e por 3,20 gramas de Cl? 
 Mols de átomos de Ca----------------------------------------------; mols de átomos de Cl -----------------------------------
67. Determine a relação mais simples dos números de átomos de Ca em relação aos átomos de Cl, e apresente a fórmula empírica resultante. -------------------------------------------------
68. Uma amostra de 10 gramas de um composto contém 1,59 gramas de Boro (B) e 8,41 gramas de Flúor (F). Determine a fórmula empírica do composto. ------------------------------------------
FÓRMULA MOLECULAR REAL
69. A fórmula molecular real de um composto pode ser diferente da formula empírica. Por exemplo, invés de CH, a fórmula real poderia ser C2H2 ou C6H6. A fórmula empírica somente informa a relação entre os átomos. No caso da formula empírica CH, sabemos que para cada átomo de C existe um átomo de H. Depois de determinar a fórmula empírica, o químico deve realizar algum outro meio experimental para determinar a fórmula real.
Para determinar a relação entre a fórmula empírica e a fórmula molecular real divide-se a massa molar da fórmula real pela massa molar da fórmula empírica. Suponha que a massa molar da fórmula molecular real seja 78,11 uma. A fórmula empírica para CH seja 13,02 uma. Então,
a) Massa molar real/massa molar empírica = -------------------------------------------------
b) Quantas vezes a fórmula molecular real é maior do que a fórmula empírica? ----------------------
c) Se a fórmula empírica é CH, a fórmula molecular será -----------------------
70. Um composto apresenta fórmula empírica HO. A massa molecular real é 34,02 uma. Determine a massa da fórmula empírica de HO e a formula molecular real.
71. Um composto tem a fórmula empírica de CH2O. A massa molecular real encontrada foi de 180,18 uma.
a) Determine a massa molecular da fórmula empírica -----------------------------------
b) Qual é a formula molecular real? -----------------------------
72. Uma amostra de 10 gramas de um composto contém 3,04 gramas de nitrogênio (N) e o restante sendo oxigênio. A massa molecular real deste composto é 92,02 gramas. Determine a formula molecular real desde composto.
TESTE DE APRENDIZAGEM
1. Qual a massa molar da aspirina, C9H8O4?
2. Qual a percentagem em massa do oxigênio na aspirina?
3. Qual é a fó7rmula molecular real de um composto contendo 39,99% de carbono, 6,67% de hidrogênio e 53,34% de oxigênio sabendo-se que sua massa molecular é de 150,15 uma?
4. Explique a diferença entre a fórmula empírica e a fórmula molecular real de um composto.
5. Como uma molécula de um composto se diferencia de uma molécula de um elemento?