Q Básica - P2 - Solução e Estequiometria

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Química Básica 
Gustavo Garcia Junco 
 
Bibliografia 
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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. 
 
 
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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! 
 
 
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Soluções e Estequiometria 
Processo de dissolução de um sólido iônico em água: 
 
 
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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: 
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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. 
 
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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 
 
 
 
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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 
 
 
 
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Soluções e Estequiometria 
Lei da conservação das Massas: a matéria não pode ser perdida em 
nenhuma uma reação química. 
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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) 
 
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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) 
 
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Soluções e Estequiometria 
• Exemplos de Reações de Adição e Decomposição: 
 
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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. 
 
 
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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. 
 
 
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Soluções e Estequiometria 
Exercício: 
 
1) Calcule a massa molecular e a composição percentual dos seguintes 
compostos: 
• Sacarose, C12H22O11 
• Nitrato de Cálcio, Ca(NO3)2 
 
 
 
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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. 
 
 
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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 
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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 
 
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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: 
 
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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? 
 
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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. 
 
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