09 - Cálculo em reação química descritiva

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CÁLCULO EM REAÇÃO QUÍMICA DESCRITIVA
Prof: Paulo Sérgio - Química Geral e Inorgânica – Bacharelado em Farmácia 2013-1
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		10 Cálculo em reação química descritiva 10.1. Massa molar, mol e cálculos estequiométricos em soluções; Equações químicas: equação molecular e iônica
	10.2. Relações mássicas 
	10.3. Balanceamento de equações químicas 	10.4. Quantidades de reagentes e produtos 	10.5. Reagente limitante e reagente em excesso 	10.6. Rendimento das reações 	10.7. Reações químicas em solução 10.8. Química descritiva: elementos de transição e estudo de alguns compostos;
Reações de precipitação, Reações de óxido-redução; 
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	Números iguais de átomos estão presentes em um peso atômico de cada elemento. 
	Números iguais de moléculas estão presentes em um peso molecular ou massa molar de cada composto.
	O número de átomos de “C” contido em 12,0000 g de 12C é chamado de “número de Avogadro” ( NAv ). 
	Um “mol” é a quantidade de qualquer material que contem um número de Avogadro de partículas.
NAv = 6,022141023 espécies químicas/mol
Conceito de mol
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	Ex.: O peso atômico do cálcio é 40,08 g.mol-1. Assim, uma amostra de 10,02 g de cálcio contém 0,250 moles de átomos de cálcio.
	Qual o peso atômico do: Fe, C, I e Cs
	Qual a massa molar de: H2O C6H6 CH4 P4O10 P2O5 
	Por que é importante exprimir as quantidades de componentes em termos de moles em vez de massa?
	
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	As reações ocorrem entre as espécies (tipo) químicas proporcionalmente e não especificamente em relação à quantidade de massa
	Os coeficientes estequiométricos indicam exatamen-te as proporções entre os números de moléculas que reagem.
	 Os coeficientes estequiométricos são definidos quando no processo químico, se verifica as Leis ponderais. Onde 	a massa nos produtos é igual a dos reagentes.
	As leis ponderais são:
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Leis ponderais.
	São leis (postulados) que tratam das relações de massas nas reações químicas.
 	1 - Lei da conservação da massa (Lavoisier 1789) - em uma reação química a massa é conservada. A massa dos produtos é igual à massa dos reagentes. 
 	HCl + NaOH  Na+ + Cl- + H2O 
 	2 - Lei da composição constante - um composto químico a razão (das massas ) atômica de seus elementos é constante. 
NaHCO3 ( carbonato ácido de sódio )  1Na: 1H: 1C: 3O 
 
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	3 - Lei das proporções múltiplas. - quando a massa de um elemento que se combina com uma massa de um segundo elemento formando compostos diferentes, a proporção destas massas mantém uma razão de números inteiros. 
	H1Cl, H2O, NH3, CH4. A proporção de átomos de hidrogênio (massa) em cada composto, mantém uma razão de números inteiros 1: 2: 3: 4 
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	O papel da equação química é descrever o processo químico, tanto qualitativa como quantitativamente
	A equação química é a representação gráfica de uma reação química. 	
	A fórmulas dos reagentes aparecem do lado esquerdo da equação química. 
	Uma seta separa reagentes de produto, situado do lado direito da equação. 	
Equações químicas
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	Deve ser descrito o estado físico (dos produtos e reagentes)
Equações químicas moleculares e iônicas
	Descrevem a reação em termos dos materiais que participam. 
Ex.: 4 NH3 + 3 O2  2 N2 + 6 H2O
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	Ocorrem entre íons em solução. Um par de íons entra em contato para produzir um gás, ou um precipitado, ou água ou outra substância não-ionizada. 
Ex.: NaCl (aq) + AgNO3 (aq)  NaNO3 (aq) + AgCl(s)
A reação que ocorre é apenas: 	
Ag+(aq) + Cl– (aq)  AgCl(s)
 Os íons Na+ e NO3– são os chamados “íons spectadores”. Eles não participam do processo químico real.
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	Um pequeno símbolo  (delta maiúsculo) acima da seta indica que é necessário adicionar calor ao sistema para que a reação ocorra.
	É necessário especificar o estado físico de cada componente (escrevendo-se entre parênteses) :
(g) gás, (s) sólido, (  ) líquido, e (aq) solução aquosa
Reação irreversível (direta) NaOH  Na+ + -OH
-Reação reversível NH3 + H2O  NH4+ -OH
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	Quando uma reação química ocorre, as Leis ponderais são obedecidas. 
	Pode-se então escrever uma equação balanceada.
	O balanceamento de uma equação química faz-se verificando a conservação da massa e das cargas envolvidas no processo.
	Para reações onde não há variação do NOX dos elementos, o balanceamento é simples e pode ser feito por TENTATIVAS de igualar o número de átomos nos produtos igual ao dos reagentes.
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BALANCEAMENTO DE EQUAÇÕES
	Quando há variação do NOX, ou seja, ocorre processos de OXIDAÇÃO e REDUÇÃO, usa-se o método de balanceamento redox em meio ácido ou básico para processo em meio aquoso
	
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Neste método, as duas semi-reações são estruturadas usando: 
H2O para balancear os O (etapa 1), 
 H+ para balancear o conteúdo de H (etapa 2), 
 e elétrons para balancear as cargas (etapa 3). 
 Finalmente, o número de elétrons no processo de redução se faz igual ao número de elétrons do processo de oxidação (etapa 4) 
 As semi-reações são adicionadas para se obter a reação global (etapa 5). 
Blancemaneto Método do Íon-eletron 
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Balanceamento em meio ácido
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	Br- (aq) + MnO4- (aq) → MnO2 (s) + BrO3- (aq)
	redução: MnO4-  MnO2 	
	oxidação: Br-  BrO3- 
balancear os átomos de O usando H2O: 
	MnO4-  MnO2 + 2 H2O 
	Br- + 3H2O  BrO3 
Balanceamento em meio básico: para H+ é adicionando H2O e no lado que precisa de H+ e OH- do lado oposto da seta: 
MnO4- + 4H2O  MnO2 + 2 H2O + 4 OH- 
Br- + 3H2O + 6OH-  BrO3- + 6H2O 
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	balanceie as cargas elétricas: 
(MnO4- + 2H2O + 3e-  MnO2 + 4 OH- )x2
Br- + 6OH-  BrO3- + 3H2O + 6e- 
	Some as duas semi-reações
e simplifique cancelando nas espécies que se repetem em ambos os lados o excesso e coloque o símbolo do estado físico! 
2MnO4-(aq) + Br-(aq) + H2O(l) 2MnO2(s) + BrO3-(aq) + 2OH-(aq) 
	Br- (aq) + MnO4- (aq) → MnO2 (s) + BrO3- (aq) 
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1 - Efetue o balanceamento das seguintes equações redox a) Fe+2 + MnO4- + H+  Fe+3 + Mn+2 + H2O b) H2AsO3- + I2 + H2O    HAsO4-2 + I- + H+ c) H2S + I2  S + I- + H+ d) MnO4- + I- + H+  Mn+2 + I2 + H2O e) Cr2O7-2 + I- + H+  Cr+3 + I2 + H2O f) Fe+2  + Cr2O7-2 + H+ Fe+3+ Cr+3 + H2O g) IO3- + I- + H+ I2 + H2O (solução ácida) h) Se2Cl2 + H2O H2SeO3 + Se + HCl H3PO3 + HgCl2 + H2O Hg2Cl2 + H3PO4 + HCl 
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Composição centesimal 
	A partir da fórmula do composto podemos calcular as porcentagens em massa de cada tipo de elemento químico em um mol do composto.
	Também se tivermos as porcentagens em massa dos elementos de um dado composto, podemos determinar sua fórmula mínima. 
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Composição percentual a partir da fórmula 
	Porcentagem em 		
massa do elemento (A) = massa total de A
				massa molar do composto 
	Fórmula a partir da composição centesimal
	Em compostos orgânicos esta composição percentual (centesimal) é feita por análise dos gases de combustão do composto. A fórmula obtida deste modo é a fórmula mínima. É necessário o conhecimento da massa molecular do composto. 
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Determinação da fórmula mínima a partir da composição
centesimal 
	a - suponha uma determinada massa para o composto a ser determinado, por conveniência 100g.
	b - determine o número de moles de cada elemento numa amostra do composto.
	c - utilizando os resultados de (b), encontre as menores razões molares para cada elemento em números inteiros. Para isto use um coeficiente mínimo que torne estes valores em números inteiros na menor razão possível. 
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	O método mais usual é dividir todos os valores pelo menor deles e assim até que todos estejam na menor proporção de valores inteiros positivos. 
	d - relacionar a razão molar com a razão atômica da qual define diretamente a fórmula mínima.
	A fórmula molecular é um múltiplo de números inteiros da fórmula mínima. Para determinar este múltiplo ;é necessário o conhecimento da massa molecular do referido composto. dividi-se a massa molecular do composto pela massa molar da fórmula mínima.
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	1 - A substância CXHYOz, PM= 176 
 C=40,9%
 H=4,55% 
 O=54,6%
 Determinar X, Y e Z. 
	2 - Qual a composição percentual de:
Sacarose
Glicose
Bicarbonato de sódio
água
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Relações de massa nas Reações 
	Podemos usar uma equação balanceada para determinar, para certa quantidade de um reagente quanto será necessário do outro reagente ou qual será a quantidade de produto formado.
	Os coeficientes de uma equação balanceada representam o número de moles de reagentes e produtos. 
		2 N2H4 (l) + N2O4(l)  3 N2 (g) + 4 H2O (l) 
 A proporção de moléculas ou moles de N2H4 para N2O4 é.2 :3. 
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	Na reação balanceada são necessário dois moles de hidrazina para reagirem totalmente com um mol de tetróxido de nitrogênio. 
	Esta reação produziu 3 moléculas ou moles de nitrogênio gasoso e 4 moles de água. Por tanto a relação molar nos reagentes é 2 : 1 produzindo uma relação 3 : 4 nos produtos. 
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Reagente limitante e Rendimento teórico
 	De um modo geral, os reagentes não são adicionados exatamente na razão indicada pelos coeficientes da equação balanceada. 
	Um reagente pode estar em excesso e o outro é o limitantante. 
	A quantidade de produto que obteremos se todo o reagente ‘limitante for consumido é o rendimento teórico. 
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	A quantidade real de produto obtido é o rendimento real, geralmente menor que o rendimento teórico. 
	A diferença entre rendimento teórico e real se deve a reações paralelas entre os reagentes e também a perdas no prepara da reação e separação do produto desejado da mistura reacional.
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Reagente Limitante 
 Em geral os reagentes não são misturados na exata proporção exigida pelas reações. Em muitos casos usamos excesso de um reagente, geralmente mais barato, que possa garantir o máximo de consumo do outro reagente. Este reagente com menor quantidade é o reagente limitante.
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Determinação do reagente limitante 
	a - numa equação balanceada, calcule quanto de produto seria formado se o primeiro reagente fosse consumido totalmente
	b - repita o calculo para o segundo reagente 
	c - o reagente que produz a menor quantidade é o reagente limitante o outro é o reagente em excesso
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Rendimento teórico
 É a quantidade máxima de produto que podemos obter, quando o reagente limitante for consumido completamente na reação desejada. 
	Em geral ocorrem reações paralelas, perdas por manuseio e na separação do produto desejado da mistura reacional.  
	Rendimento percentual = rendimento real 100 
					 rendimento teórico 
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Ex.:	Ao reagir 200g de N2(g) com 200g de H2(g) para produzir amônia, qual o reagente limitante? 
	ii) Na reação anterior, se o grau de pureza do hidrogênio for de 75%, qual o reagente limitante?
 	iii) Na reação anterior, se forem formados apenas 50g de NH3(g) qual o grau de pureza dos reagentes e qual o rendimento da reação?
	iv) A combustão de 36g de grafite (C) provocou a formação de 118,8g de gás carbônico. Qual foi o rendimento da reação ?
	
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ii) Quantas Moléculas de água são produzidas a partir de 16g de oxigênio gás? 
iv) Qual o produto e quanto pode ser formado se 10,00g de ácido sulfúrico reagir com 7,40g de hidróxido de cálcio. 
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Reações químicas em solução
	Até aqui, nos centramos apenas nos equilíbrios aquosos envolvendo
transferência de prótons.
	Podemos aplicar os mesmos princípios ao equilíbrio que existe entre um sal sólido e seus íons dissolvidos em uma solução saturada.
	Podemos usar argumentos e cálculos de equilíbrio para prever e controlar a formação de outras classes de rea.
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	Reações que formam produto insolúvel (precipitado) no meio
	Reações onde corre a mudança de estado de oxidação (NOX) das espécies envolvidas (reações de oxirredução)
	Reações entre ácidos e bases de Lewis formando sistemas “compexos” por coordenação (reações de complexação)
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Reações de combinação e decomposição
As reações de combinação têm menos produtos do que reagentes:
2Mg(s) + O2(g)  2MgO(s)
O Mg combina-se com o O2 para formar o MgO.
As reações de decomposição têm menos reagentes do que produtos:
2NaN3(s)  2Na(s) + 3N2(g) 
(a reação que ocorre em um airbag)
O NaN3 se decompôs em Na e N2 gasoso.
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Equilíbrios de solubilidade
	 Usa cálculos de equilíbrio para prever a solubilidade de um sal e controlar a formação de precipitado.
	 Quando lidamos com compostos quase insolúveis a dissociação de íons raramente é completa, permanecendo quase todo o reagente na forma sólida.
Bi2S3(s)  2 Bi3 +(aq) + 3 S2-(aq)
K = [Bi3+]2 [ S2-]3 / [Bi2S3] (s) 
 A constante de equilíbrio para um equilíbrio de solubilidade é chamada de produto de solubilidade (Kps). Um sólido puro sua atividade é 1 Kps = [Bi3+]2 [ S2-]3 
 
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	O produto de solubilidade é significativo apenas
para sais pouco solúveis.
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	O produto de solubilidade (Kps) é a constante de equilíbrio para o equilíbrio entre um sal não-dissolvido e seus íons em uma solução saturada.
Ex.: 	A solubilidade molar do cromato de prata, Ag2CrO4
 é 6,5 x 10-5 moI L-l . • Determine o valor de Kps e as concentrações dos íons Ag+ e CrO42-
Ag2CrO4(s)  Ag+ + CrO42- 
[Ag+]2 = [CrO42-] =  
ii) O produto de solubilidade do sulfato de prata, Ag2SO4
é 1,4 X 10-5 moI L-l . Estime a solubilidade molar do sal.
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Na determinação do teor de cloreto da água usa-se a técnica de titulação com Ag+. Em uma amostra de 100 ml de água clorada, necessitou-se de 15 ml de Ag+ 0,01M. Qual a massa de Cl- na água.
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	 REAÇÕES DE OXIRREDUÇÃO
	As reações que envolvem transferências de elétrons entre agentes oxidantes (que os recebem) e agentes redutores (que os perdem), podem ser utilizadas como técnica analítica para a determinação de muitas substâncias.
Permanganimetria 	Fe+2 + MnO4- + H+  Fe+3 + Mn+2 + H2O Dicromatometria 	Cr2O7-2 + I- + H+  Cr+3 + I2 + H2O Iodometria	 	IO3- + I- + H+  I2 + H2O (solução ácida) 
	oxidantes : KMnO4, I2, K2Cr2O7, Ce(IV), Mn(II) 	redutores : Ti (III), SnCl2, V(II), Cr(II), Fe(II) 
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	Pelo uso das técnicas de volumetria, podemos determinar a quantidade de outras substâncias. Neste caso por oxidação e observação visual da formação dos prodtos (mudança de cor )
	O glicerol, ou simplesmente glicerina (C3H8O3), pode ser oxidado lentamente por íons dicromato em solução ácida a quente. Expresse a equação balanceada da reação. 
	Determinação de teores de ferro(II) em amostras : 10FeSO4 + 2KMnO4 + 8H2SO4  5Fe2(SO4)3 +2MnSO4 + K2SO4 + 8H2O 
 (incolor) (roxo) (laranja = ferrugem) (marron)
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	Na determinação do teor de ferro na água usa-se a técnica de titulação com MnO4- (permanganimetria). Em uma amostra de 100 ml de água, necessitou-se de 15 ml de MnO4- 0,01M. Qual a massa de Fe2+ na água.
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A formação do íon complexo
	Complexos são espécies formadas pela reação de um ácido de Lewis com uma base de Lewis.
	Quando um íon metálico ou uma substância qualquer se combina com um grupo doador de um par de elétrons, o composto resultante é chamado de complexo ou composto de coordenação.
	 Um exemplo é a formação de Ag(NH3)2 + quando uma solução aquosa da base de Lewis amônia, é adicionada a uma solução de brometo de prata (ácido de Lewis).
AgBr(s) + NH3  Ag(NH3)2+(aq) + Br- 
Ag+(aq) + 2 NH3(aq)  Ag(NH3)2+(aq)
	 Al3+ 	+ 	6 H2O 			 Al(H2O)63+
	Ácido		 Base 			Complexo
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	Os íons brometo não têm mais acesso aos íons prata, assim o AgBr não pode precipitar, o Ag+ formou complexo, se dissolve
Sais são mais solúveis se um íon complexo pode ser formado.
A constante de equilíbrio para a formação do íon complexo é chamada de constante de formação (Kf‘ ), para a reação: Ag+(aq) + 2 NH3(aq)  Ag(NH3)2+(aq) Kf‘ ) = 1,6 X 107 
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Kf = [Ag(NH3)2+] / [Ag+ ] [NH3 ]2
Ex.: 	Calcule a solubilidade molar do cloreto de prata em NH3(aq) 0,10 M, dado que Kps =1,6 . 10-10 para o cloreto de prata e Kf = 1,6 X 107 para o complexo de amônia de íons Ag+
Ag(NH3)/·
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	Na determinação do teor de cálcio e magnésio (dureza) da água usa-se a técnica de titulação com EDTA (complexiometria). Em uma amostra de 100 ml de água, necessitou-se de 10 ml de EDTA 0,001M. Qual a dureza da água.
Ca++ + HCO-3 e Mg++ +	SO4=
 
Ca++ + EDTA  Ca (EDTA)
 
Mg++ + EDTA  Mg (EDTA)
 
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Asre
E
Z