Equações Quimica e Reações Químicas

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Composição Quantitativa das 
Substâncias 
• Na maior parte dos cálculos que fazem, os químicos 
estão mais interessados no número de átomos, íons ou 
moléculas presentes do que na massa da amostra ou no 
volume da solução. 
 
• Conhecer os tipos de átomos é fundamental para 
química qualitativa – o entendimento das propriedades 
das substancia – e conhecer o número de átomos é 
fundamental para a química quantitativa – o cálculo do 
valor dessas propriedades. 
O mol 
• Os químicos descrevem os números de átomos, íons 
e moléculas em termos de unidades chamada “mol”. 
O mol é análogo da “dúzia” dos atacadistas – 
exemplo. 
 
• Uma dúzia pode ser definida como numero de latas 
de refrigerantes em uma caixa de 12. Então, as 
pessoas podem refere-se à embalagem para 
determinar quantos objetos constituem uma dúzia. 
O mol 
• Mesmo sem abrir a embalagem para contar o 
numero de latas que há dentro, nós podemos 
determinar o que significa “uma dúzia de latas” 
pesando a caixa e dividindo a massa total pela massa 
de uma lata. 
• Uma abordagem semelhante é usada para definir o 
mol. 
 1 dúzia = 12 unidades 
Exemplo 1 – numero de Avogadro. 
O mol 
• O numero de objetos por mol 6,022x1023 mol-1, é chamado de 
constante de Avogadro, Na, em homenagem ao cientista 
italiano do século XIX, Amadeo Avogadro, que ajudou a 
estabelecer a existência dos átomos. 
• A constante de Avogadro é usado na conversão entre a 
quantidade química (numero de mols) e o número de átomos, 
íons ou moléculas: 
 numero de objetos = número de mols x numero de objetos por 
mol = número de mols x Na 
O mol 
Amadeo Avogadro 
Exemplo 2 de exercícios: 
Calcule quantidade de: 
a) O numero de moléculas em 0,333 g de NaCl; 
b) Numero de moléculas em 1,45 g de água 
c) Quantidade em mols de Al em 3,45x1022 átomos; 
d) Massa de 15,21x1023 moléculas CH4 
O mol 
• Em resumo, a constante de Avogadro é usado na 
convenção entre a quantidade química (numero de 
mols) e o numero de átomos, íons ou moléculas. 
 N = n * Na 
Exemplo 3: Uma xícara de café contem 3,14 mols de 
agua. Qual é o numero de moléculas de agua 
presente? 
 
O mol 
• Em resumo, a constante de Avogadro é usado na 
convenção entre a quantidade química (numero de 
mols) e o numero de átomos, íons ou moléculas. 
 N = n * Na 
O mol 
• Os termos peso molecular, massa molecular, peso-formula 
eram usados no passado em referencia a um mol de um 
composto. Entretanto, o termo massa molar é mais 
abrangente; 
 
• Se a fórmula de um composto é conhecida, sua massa molar 
pode ser determinada somando-se as massa molares de 
todos os átomos na formula. Se mais de um átomo de 
qualquer elemento estiver presente, sua massa deve ser 
adicionada tantas vezes quantas forem as que ele aparece na 
formula 
Massa Molar 
Exemplo 5 - Calcular a Massa Molar de algumas 
substancia: 
a) Ba2CO3 
b) KBr 
c) KIO3 
d) K2SO4 
e) H2O 
f) Pb(NO3)2 
g) KHC8H4O4 
h) Al(OH)3 
 
 
Massa Molar 
• Como determinar a quantidade de substancia 
presente em uma amostra, já que não é possível 
contar os átomos diretamente? 
• Atraves da massa da amostra e massa molar: 
 
 n = m / M 
Numero de mols 
Massa da amostra (em gramas) 
Massa molar 
Massa Molar 
• Exemplo 6: Calcule (a) quantidade em mols e (b) o 
numero de átomos F em 22,5 g de Flúor. M = 19,00 
g/mol. 
 
• Exemplo 7: A massa de uma moeda de cobre é 3,20g 
suponha que foi feita com cobre puro. (a) quantos 
mols de átomos Cu deveria conter a moeda, dado a 
massa molar de Cu 63,54 g/mol (b) Quantos átomos 
Cu então presentes. 
Massa Molar 
Composição percentual dos 
compostos 
• Percentagem significa partes em 100 partes. Assim 
como cada fatia de um bolo é uma percentagem do 
bolo todo, cada elemento num composto é uma 
percentagem do composto todo. A composição 
percentual de um composto é a massa percentual de 
cada elemento no composto. 
• A massa molar representa a massa total ou 100% do composto. 
Assim, a composição percentual da água, exemplo: 
 
H2O – massa molar – 18g/mol 
H – massa molecular – 1g/mol 
O – massa molecular – 16g/mol 
-Divida a massa total de cada elemento da fórmula pela massa 
molar e multiplique por 100. 
 
Massa total do elemento X 100 = percentagem do elemento 
 massa molar 
Composição percentual dos 
compostos 
• Calcule a composição percentual do cloreto de 
sódio, NaCl. 
 
• Calcule a composição percentual do cloreto de 
potássio, KCl. 
 
• Calcule a composição percentual do sulfato de 
potássio, K2SO4. 
Composição percentual dos 
compostos 
Fórmula Empirica vs. 
Formula Molecular 
• A formula empírica, ou formula mínima, fornece a razão de 
menores número inteiros entre os átomos presente num 
composto. Essa fórmula fornece o número relativo de átomos de 
cada elemento no composto. 
 
• A formula molecular é a formula verdadeira, representado o 
número total de átomos de cada elemento presente numa 
molécula de um composto. 
Fórmula Empirica vs. 
Formula Molecular 
• Calculo da formula empírica, etapas; 
Fórmula Empirica vs. 
Formula Molecular 
Fórmula Empirica vs. 
Formula Molecular 
Fórmula Empirica vs. 
Formula Molecular 
Fórmula Empirica vs. 
Formula Molecular 
• Molalidade do soluto = MR = quantidade do 
soluto/massa do solvente = mol/Kg = n/m 
• Exemplo 8: Qual é a molalidade de uma solução 
preparado por dissolução de 10,5 g de cloreto de 
sódio em 25,0 g de agua? Na = 23,0 g e Cl = 35,44 g 
• Exemplo 9: Calcule a molalidade de ZnCl2 em uma 
solução preparado por dissolução de 4,11g ZnCl2 em 
150 g de agua. Zn = 65,41 g e Cl = 35,44 g. 
Molalidade 
• Molaridade do Soluto = Ml = quantidade do 
soluto/volume de solvente (l); 
• Exemplo 10: Calcule a molaridade de KCl em uma 
solução preparado por dissolução de 3,15 g KCl em 
100 mL de água. Dados: K = 39,10 e Cl = 35,44 g. 
• Exemplo 11:Suponha que estamos preparando uma 
solução de permanganato de potassio, KMnO4 para a 
qual são necessario 11,5 g do composto. Qual é a 
concentração em molar de KMnO4 em 500 mL de 
agua? 
Molaridade 
Reações Químicas 
Numa reação química, as moléculas (ou 
aglomerados iônicos) iniciais são 
“desmontadas” e seus átomos são 
reaproveitados para “montar” as 
moléculas (ou aglomerados iônico) finais. 
 
Reações Químicas 
• Segundo Lavoisier: a massa é 
conservada em uma reação química. 
 
• Duas partes de uma equação: 
reagentes e produtos: 
 
2H2 + O2  2H2O 
 
Reações Químicas 
• A reação quimica para a formação da água pode ser visualizada como 
duas moléculas de hidrogênio reagindo com uma molécula de oxigênio 
para formar duas moléculas de água, ou seja uma Equação Química: 
 
2H2 + O2  2H2O 
 
• Equação química ou reações químicas é a 
representação gráfica e abreviada de uma 
reação química (ou fenômeno químico). 
• Em todas as equações químicas vamos notar: 
 
2H2 + O2  2H2O 
 reagentes produtos 
Reações Químicas 
Reações Químicas 
 
 
 
 
• Os significado de uma equação quimica, de cada equação tem: (1) um 
significado qualitativo (2) significado quantitativos microscópicos 
(3) e macroscopicos. 
 
 
 
 
Reações Químicas 
 
• Qualitativamente uma reação química descreve simplismente quais são 
os reagents e os produtos de uma reação. 
 
• Assim, a equação acima, indica que o hidrogenio reage com o 
oxigenio paraformar o composto agua 
 
 
2H2 + O2  2H2O 
 
 
Reações Químicas 
• Na escala microscopica uma equação balanceada indica relações 
numericas entre unidades (atomos, moleculas, ions etc.) usadas ou 
formuladas em uma reação 
 
2H2 + O2  2H2O 
 
 2 + 1 = 2 
 moleculas moleculas moleculas 
 de hidrogenio de oxigenio de agua 
 
 2:1:2 
 
Reações Químicas 
• Cada equação química também tem um significado macroscopico. Ela 
indica as relações mínimas entre mols de atomos, moleculas, ions etc., 
que são consumidos ou formados na reação: 
 
2H2 + O2  2H2O 
 
 2 + 1 = 2 
 mols mols mols 
 de hidrogenio de oxigenio de agua 
 
 2:1:2 
 
Reações Químicas 
• Coeficientes estequiométricos: são os números na frente das 
fórmulas químicas; fornecem a proporção de reagentes e 
produtos. 
 
 
2Na + 2H2O  2NaOH + H2 
2K + 2H2O  2KOH + H2 
 
 
exemplo 
Reações Químicas 
• Lei da conservação da massa: a matéria não pode ser perdida em 
nenhuma reação química. 
Reações Químicas 
• Equações Iônicas 
 Quando uma reação envolve substancias iônicas ou 
ionizadas, podemos escrever apenas íons que nos interessam 
na explicação do fenômeno químico. Por exemplo: 
 
H+ + OH-  H2O 
 
• Indica que um acido forte (possuidor de H+) reagiu com uma 
base forte (possuidora de OH-), formando água 
 
• Equação iônica é a equação química em que aparecem íons, 
além de átomos e moléculas. 
 
 
Classificação das reações químicas 
• As reações químicas podem ser classificadas segundo 
vários critérios. 
1. Reações de síntese ou adição, 
2. Reação de dupla troca ou de dupla substituição. 
3. Reações de análise ou decomposição; 
4. Reações de deslocamento ou de substituição ou de 
troca simples; 
 
Exemplos em figuras 
Classificação das reações químicas 
• As reações Químicas podem ser classificadas segundo vários 
critérios: 
 
1.1 Reações de síntese ou de adição: 
 Ocorrem quando duas ou mais substâncias reagem, 
produzindo uma única substância mais complexa: 
 
• C + O2  CO2 
• S + O2  SO2 
• CaO + H2O  Ca(OH)2 
Classificação das reações químicas 
Classificação das reações químicas 
1.2 Reações de análise ou decomposição: 
 Ocorrem quando uma substância se divide em duas ou mais 
substância de estruturas mais simples: 
• 2HgO  2Hg + O2 
• 2KClO3  2KCl + 3O2 
• 2Cu(NO3)2  2CuO + 4NO2 + O2 
 
 
Classificação das reações químicas 
1.3 Reações de deslocamento ou de substituição ou de troca 
simples: 
 Ocorre quando uma substância simples reage com uma 
substancia composta e “desloca” desta última uma nova 
substância simples: 
 
• Fe + CuSO4  FeSO4 + Cu 
• Fe + 2HCl  FeCl2 + H2 
Classificação das reações químicas 
1.4 Reações de dupla troca ou de dupla substituição: 
Ocorrem quando dois compostos reagem permutando entre si 
dois elementos ou radicais e dando origem a dois novos 
compostos: 
• NaCl + AgNO3  AgCl + NaNO3 
• FeS + 2HCl  FeCl2 + H2S 
• HCl + NaOH  NaCl + H2O 
 
 
 
Calor Envolvido nas Reações 
Química 
• São reações a qual envolve calor, liberando ou 
absorvendo calor, e são conhecidas com 
reações exotérmica e reações endotérmica 
 
• Reações exotérmica, liberam calor (o calor esta nos 
produtos) 
• Reações endotérmica, absorvem calor (o calor esta nos 
reagentes) 
Calor Envolvido nas Reações 
Química 
Energia de Ativação 
Calor 
de 
reação 
Calor Envolvido nas Reações 
Química 
Energia de Ativação 
Calor de 
reação 
Balanceamento de Reações 
Químicas: 
método de simples inspeção e 
método de inspeção algébrica.