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Química Básica Gustavo Garcia Junco Bibliografia 1 Soluções e Estequiometria Solução: é uma mistura homogênea de solutos + solventes. • Soluto: Presente em menor quantidade na solução. • Solvente: Presente em maior quantidade na solução. 2 Processo de dissolução: Um soluto se dissolve em um solvente que tem estrutura semelhante a ele. • Solvente polares: tendem a dissolver solutos polares ou iônicos. Ex: Água • Solvente apolares: tentem a dissolver solutos apolares (não polares). Ex: Gasolina Semelhante dissolve semelhante! 3 Soluções e Estequiometria Processo de dissolução de um sólido iônico em água: 4 Soluto: Cloreto de sódio (NaCl) Solvente: Água (H2O) NaCl se dissociando em Na+ e Cl- Íons de Na+ e Cl- sendo solvatados pela água Soluções e Estequiometria Soluções e Estequiometria Solvatação dos Íons Na+ e Cl- pelas moléculas de água: 5 Íon - dipolo Soluções e Estequiometria Solubilidade: É a massa de soluto que pode ser dissolvido em uma certa quantidade de solvente a uma determinada temperatura. Influência da Temperatura: A maioria dos sólidos aumentam sua solubilidade em líquidos com o aumento da temperatura. As soluções podem ser saturada, Insaturada e Supersaturadas: • Saturadas: solução que está em equilíbrio com a substância dissolvida. • Insaturada: uma solução que pode dissolver uma quantidade maior de soluto até atingir o equilíbrio. • Supersaturada: solução que apresenta uma quantidade de soluto dissolvido maior que a solubilidade do solvente. 6 Soluções e Estequiometria Lavoisier: A massa é conservada em um reação química. Uma reação química apresenta duas partes, sendo elas: os reagentes e os produtos. 2H2 + O2 2H2O 7 Soluções e Estequiometria Coeficientes estequiométricos: São os números na frente das fórmulas químicas, fornecem a quantidade dos reagente e dos produtos. 2 Na + 2 H2O 2 NaOH + 1 H2 2 HCl + 1 Mg(OH)2 2 H2O + 1 Mg(Cl)2 8 Soluções e Estequiometria Lei da conservação das Massas: a matéria não pode ser perdida em nenhuma uma reação química. 9 Soluções e Estequiometria Faça o balanceamento das seguintes equações químicas: Fe(s) + O2(g) → Fe2O3(s) C2H4(s) + O2(g) → CO2(g) + H2O(g) Al(s) + HCl(aq) → AlCl3(aq) + H2(g) O2(g) + NO(g) → NO2(g) 10 4 Fe(s) + 3 O2(g) → 2 Fe2O3(s) C2H4(s) + 3 O2(g) → 2 CO2(g) + 2 H2O(g) 2 Al(s) + 6 HCl(aq) → 2 AlCl3(aq) + 3 H2(g) O2(g) + 2 NO(g) → 2 NO2(g) Soluções e Estequiometria • Reações de adição: As reações de adição possuem menos produtos que reagente. 2Mg(s) + O2(g) → 2MgO(s) • Reações de decomposição: As reações de decomposição apresentam menos reagentes do que produtos. 2NaN3(s) → 2Na(s) + 3N2(g) 11 Soluções e Estequiometria • Exemplos de Reações de Adição e Decomposição: 12 Soluções e Estequiometria • Reação de Combustão A combustão completa é a queima de uma substância utilizando Oxigênio (O2) do ar, gerando CO2 + H2O: C3H8(g) + 5O2(g) 3CO2(g) + 4H2O(g) OBS: Você pode utilizar quantos O2 forem necessário!!! Exercício: Escreva a reação balanceada para a reação de combustão do metanol (CH3OH) em ar, gerando CO2 + H2O. 13 2 CH3OH + 3 O2 2 CO2 + 4 H2O Soluções e Estequiometria A Massa Molecular (MM): É a soma de todas as Massas Atômicas (MA) dos compostos. Essa massa você encontra na tabela periódica e cada elemento possui uma massa. MM H2SO4 = (2 x MA do H) +(MA do S) + (4 x MA do O) = (2 x 1,0 u) + (32,1 u) + (4 x 16 u) = 98,1 u OBS: u: indica unidades de massa. Composição percentual: É a contribuição em massa de cada elemento em relação a massa molecular do composto. 14 Soluções e Estequiometria Exercício: 1) Calcule a massa molecular e a composição percentual dos seguintes compostos: • Sacarose, C12H22O11 • Nitrato de Cálcio, Ca(NO3)2 15 Soluções e Estequiometria Um único átomo é tão pequeno que, para que uma amostra de matéria possa ser vista e manipulada, esta precisa consistir em um enorme número de átomos. Por essa razão especificamos esse número total de átomos. 1 mol é igual a 6,022 x 10²³ OBS: 1 mol de qualquer elemento químico ou molécula possui este valor. Ou seja: A massa atômica do Oxigênio é 16u. 1 mol de Oxigênio tem 16 gramas; 6,022 x 10²³ átomos = 16 gramas. 16 Soluções e Estequiometria Molaridade (concentração molar): • É a unidade de concentração mais usada em soluções aquosas; • É o número de mol do soluto dissolvido por litro de solução. Molaridade = 𝑛 𝑉 Onde: n é o nº de mol do soluto V é o volume da solução. A unidade é expressa em mol/L ou mol L-1. Exercício: 10 g de vitamina C (H2C6H6O6) são dissolvidos em água suficiente para preparar uma solução de 125 ml. Qual a molaridade desse componente na solução? R: 0,454 mol L-1 17 Soluções e Estequiometria Molalidade: • É o número de mol de soluto dissolvido por quilograma de solvente. Molalidade = 𝑛 𝑚𝑎𝑠𝑠𝑎 𝑑𝑜 𝑠𝑜𝑙𝑣𝑒𝑛𝑡𝑒,𝑒𝑚 𝐾𝑔 Onde: n é o nº de mols do soluto A unidade é expressa por m Exercício: Qual a molalidade da amônia (NH3) em uma solução preparada pela adição de 4,5 g de NH3 em 3,3x10 2 g de água(H2O)? R: 0,801 m. 18 Soluções e Estequiometria Fração Molar (X): • É a razão do número de mols de um determinado componente pelo número total de mols de todos os componentes. XA = 𝑛𝐴 𝑛𝐴+𝑛𝐵+𝑛𝐶+ … Onde nA é o número de mol de A nA + nB + nC + ... é o número de mols total da solução Não temos unidades, pois XA + XB + XC + ... = 1 (total de mols) Exercício: Se 28,6 g de sacarose (C12H22O11) foram divididos em 101,4 g de água, qual é a fração molar da sacarose em solução? R = 1,46 x 10-2 19 Soluções e Estequiometria Reagentes Limitantes: São os reagente que vão controlar a quantidade de produto que será formado. O reagente limitante sempre será consumido totalmente. Ex: 20 Soluções e Estequiometria Exercícios: 1- O mais importante processo comercial para converter gás nitrogênio, presente no ar, em compostos contendo nitrogênio é baseado na reação de N2 e H2 para formar amônia (NH3). Qual a quantidade de matéria de amônia pode ser formada a partir de 3,0 mol de gás nitrogênio e 6,0 mol de gás hidrogênio? 2- Considere a seguinte reação: Na3PO4(aq) + Ba(NO3)2(aq) → Ba3(PO4)2(s) + NaNO3(aq) Suponha que uma solução contendo 3,50g de Na3PO4 é misturada com uma solução contendo 6,40 g de Ba(NO3)2. Quantos gramas de Ba3(PO4)2 podem ser formados? 21 Soluções e Estequiometria Grau de Pureza: Dizemos que uma substância contém impurezas quando há outras substâncias nela que participam da reação de interesse. Exercícios: 1- Determine a massa de ferro que pode ser obtida a partir de 4 kg de minério hematita, contendo 80 % de Fe2O3: Fe2O3(s) + 3 CO(g) → 2 Fe(s) + 3 CO2(g) 2- O ácido adípico (H2C6H8O4) é usado para produzir náilon. Ele é preparado comercialmente por uma reação controlada entre o cicloexano (C6H12) e Oxigênio gasoso. C6H12(l) + O2(g) → H2C6H8O4(l) + H2O(g) Considerando que essa reação foi realizada com 25 g de cicloexano e que este éo reagente no qual apresenta 15% de impureza, quanto será formado de ácido adípico. 22
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