Aula 3 fundamentos básicos 1

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Química Analítica Geral
Aula 3 – Básico 1
Prof. Dr. Fernando C. Moraes
Março / 2018
Aula anteriorMol – Unidade de quantidade de matéria
� Origem – da palavra latina moles – porção ou quantidade.
� É a unidade utilizada pelos químicos, relacionada com um número
grande de átomos, íons, moléculas.
Definições
� Quantidade de matéria que contém o mesmo nº de átomos que em 12 g
do isótopo-12 do carbono.do isótopo-12 do carbono.
� A definição do Sistema Internacional diz que a massa de 1 mol de átomos
de C12 é 12 g.
� O carbono natural não é puro: é uma mistura de isótopos com 98,90 % de
C12 e 1,10 % de C13: A massa média de C na mistura é 12,011 u.
Um mol de qualquer elemento tem massa em gramas 
igual à massa atômica do elemento 
Aula anteriorAplicando o conceito de mol
� Massa molecular (MM): soma das massas atômicas dos átomos da
fórmula química:
MM do HNO3 = 1,0u do H + 14,01u do N + 3x 16,0u do O = 63,01u
Massa molar (MM): massa em gramas de 1 mol de molécula de HNO3
MM do HNO3 = 63,01u (1 molécula).
MM do HNO = 63,01g (1 mol = 6,02 x 1023 moléculas).MM do HNO3 = 63,01g (1 mol = 6,02 x 1023 moléculas).
1 mol – 6,02 x 1023 espécies
nmols = 
Massa espécie (g)
MM espécie (g mol-1)
Aula anteriorExemplos
Conversão de massa para mol – Quantos mols de cádmio (Cd) tem em 0,5 g
deste elemento?
Cd = 112,41 u, portanto 1 mol de átomos de Cd tem 112,41 g
nCd = 
0,5 g
112,41g mol-1
nCd = 0,0045 mols 
Conversão de mol para massa – Quantos gramas de cobalto (Co) tem em
0,20 mol deste metal?
MMCo = 58,93 g mol-1 1 mol de Co ― 58,93 g
0,2 mols de Co ― mCo
mCo = 11,78 g 
Aula anteriorNúmero de Avogrado
Lorenzo Avogadro
1 mol de qualquer espécie possui 6,022 x 1023 espécies.
NA = 6,02 x 1023
1 mol de moléculas de H2O 6,02 x 1023 moléculas de H2O1 mol de moléculas de H2O 6,02 x 1023 moléculas de H2O
1 mol de átomos de C 6,02 x 1023 átomos de C
1 mol de íon de K+ 6,02 x 1023 íons K+
1 mol de átomos de O 6,02 x 1023 átomos de O
1 mol de moléculas de O2 6,02 x 1023 moléculas de O2
EstequiometriaEquações químicas
� Definição – são expressões utilizadas para descrever as mudanças que
ocorrem durante uma reação química.
� As transformações químicas (reações) estão baseadas em duas leis
fundamentais:
1) Lavoisier – Conservação das massas.
“Numa reação química a massa dos reagentes é igual a massa
dos produtos – não há perda nem ganho de massa”.dos produtos – não há perda nem ganho de massa”.
X gramas de reagente� X gramas de produtos
H2 + Cl2 2HCl
2H 2Cl 2H , 2Cl
2(1,0) 2(35,5) 2(36,5)
73,0 g 73,0 g
EstequiometriaEquações químicas
2) Proust – Proporções definidas.
“Os elementos químicos, em um dado composto, estão sempre 
combinados na mesma proporção em massa”.
Decompondo-se ZnS sempre se obtem 1,000 g de Zn para 0,490 g de S –
a composição é constante.
REAGENTES (estado) PRODUTOS (estado)Equação simplificada
� Para descrever quantitativamente uma equação química, é necessário
saber exatamente qual a quantidade de átomos de reagentes (nº de mols)
que foram transformados em produtos. Para isso utilizaremos a equação
química balanceada.
� Os fatores numéricos que utilizamos para balancear a reação são
denominados coeficientes estequimétricos.
EstequiometriaBalanceamento químico
1) Olhar para os elementos que aparecem apenas uma vez de cada lado
da equação e com igual nº de átomos. As fórmulas devem ter o mesmo
coeficiente
2) Olhar para os elementos que aparecem apenas uma vez, mas com
diferente número de átomos. Balancear esses elementos
3) Balancear os elementos que aparecem duas ou mais vezes.
KClO3 � KCl + O2
2KClO3 � 2KCl + 3O2
Dizemos que a equação está acertada. Os coeficientes
colocados atrás das fórmulas são designados coeficientes
estequiométricos.
EstequiometriaBalanceamento químico
Exemplo – Combustão completa do hexano
C6H14 (l) + O2 (g) CO2 (g) + H2O (l)
1) Escrever as fórmulas corretas de reagentes e produtos
2) Balanceamento do nº de átomos de carbono
C6H14 (g) + O2 (g) 6CO2 (g) + H2O (l)
3) Balanceamento do nº de átomos de hidrogênio3) Balanceamento do nº de átomos de hidrogênio
C6H14 (g) + O2 (g) 6CO2 (g) + 7H2O (l)
4) Balanceamento do nº de átomos de oxigênio
C6H14 (g) + 19/2 O2 (g) 6CO2 (g) + 7H2O (l)
5) Multiplicar ambos os lados por 2
2C6H14 (g) + 19O2 (g) 12CO2 (g) + 14H2O (l)
EstequiometriaRelações estequiométricas
� Para calcular as quantidades relativas dos produtos e dos reagentes envolvidos
numa reação química, é necessário compreender bem as relações
estequiométricas. Isto pode ser feito por meio de equações algébricas simples, as
quais fornecem a resposta final para qualquer problema estequiométrico. A unidade
fundamental destes cálculos é o mol.
aA + bB � cC + dD
a, b, c e d – são os coeficientes estequiométricos, são números inteiros. 
As relações algébricas entre nº de mols de A, B, C e D estequiometricamente
exigidas pela equação balanceada é:
n mols de A 
a
n mols de B 
b
n mols de C 
c
n mols de D 
d= = = =
n mols da reação
EstequiometriaRelações estequiométricas
Exemplo – Quantos mols de Fe2O3 poderiam ser obtidos a partir de 10,0
mols de Fe?
As relações algébricas entre os mols de Fe2O3 e os mols de átomos de ferro e
oxigênio seriam:
n mols de Fe 
2
=n mols Fe2O3 = 
n mols de O 
3
n mols de Fe n mols de Fe 
2
n mols Fe2O3 = 
10
2
n mols Fe2O3 = = 5 mols
EstequiometriaCálculos estequiométricos
Calcular a massa CO2 que pode ser produzido a partir de 12,0 g de CO e determinar
a massa de O2 consumidos nesta reação
1) Escrever a equação química
CO (g) + O2 (g) � CO2 (g)
2) Balancear a equação química
2CO (g) + O2 (g) � 2CO2 (g)
3) Calcular o nº de mols de CO
nCO = 
Massa
Massa molar
12,0 g
28,0 g mol-1 = 0,43 mol de CO 
4) Relação estequiométrica
n mols de CO2
2
=
n mols de CO 
2
= n CO = n CO2 = 0,43 mols de CO2
5) Calcular a massa de CO2
nCO2 = 
Massa
Massa molar
0,43 mols = Massa44,0 g mol-1 = 18,9 g de CO2
EstequiometriaCálculos estequiométricos
1) Determinar a massa de O2 – via relação estequiométrica
n mols O2 = n mols de CO 2
= 0, 215 mols de O2
0,43
2
= 
2) Calcular a massa de O2
nO2 = 
Massa
Massa molar
0, 215 mols = Massa32,0 g mol-1
= 6,9 g de O2
OBS – A soma dos pesos de O2 e CO deve ser igual ao peso de CO2.
Massa de CO = 12,0 g
Massa de O2 = 6,9 g
Massa de CO2 = 18,9 g
1) Calcular o nº de mols dos constituintes
n (mols de reação a partir do NH3) = 
EstequiometriaReagente limitante
mols de NH3
2
= 1,8 mols
n (mols de reação a partir do OCl-) = mols de OCl-
1
= 1,5 mols
Como o nº de mols de hipoclorito é o menor, este é utilizado como reagente limitante
1) Calcular o nº de mols de hidrazina1) Calcular o nº de mols de hidrazina
2NH3 + OCl- � N2H4 + Cl- + H2O
n mols de N2H4 produzidos = n (mols da reação) = 1,5 mols 
EstequiometriaRendimento de reações
PRODUTOSREAGENTES REAGENTES PRODUTOS
PRODUTOS
PRODUTOS
� Rendimento teórico – É a massa que deveríamos obter se não
houvessem perdas ou produtos secundários (Calculado com base na
equação química).
� Rendimento real – É a quantidade obtida no final da reação, medida� Rendimento real – É a quantidade obtida no final da reação, medida
em unidade de massa ou mol.
Rendimento percentual = 
Rendimento teórico 
Rendimento real 
x 100 %
EstequiometriaRendimento de reações
Uma síntese do tricloreto de fósforo (PCl3) ocorreu a partir da mistura de
12,0 g de P com 35,0 g de Cl2 . Obteve-se um rendimento de 42,4 g de
PCl3. Calcule o rendimento percentual para este composto.
1) Escrever a equação química
P(s) + Cl2 (g) � PCl3 (l)
2) Balancear a equação química2P(s) + 3Cl2 (g) � 2PCl3 (l)
3) Determinar o nº de mols dos reagentes
nP = 
Massa
Massa molar
12,0 g
30,9 g mol-1 = 0,388 mols de P 
nCl2 = 
Massa
Massa molar
35,0 g
70,9 g mol-1 = 0,493 mols de Cl2
EstequiometriaRendimento de reações
4) Determinar o nº de mols dos reagentes pela relação estequiométrica
n (mols de P a partir da reação) = mols de P
2
= 0,188 mols de P0,388
2
= 
n (mols de Cl2 a partir da reação) = mols de Cl22 = 0,163 mols de Cl2
0,493
3
= 
Vemos que não há Cl2 suficiente para reagir com 12,0 g de P.
Logo o Cl2 é o reagente limitante.
5) Determinar o nº de mols de PCl3
2P(s) + 3Cl2 (g) � 2PCl3 (l)
� O número de mols de PCl3 é limitado pelo nº de mols de Cl2.
� Pela estequiometria temos: 
� 3 mols de Cl2 formam 2 mols de PCl3
� Logo o nº de mos de PCl3 = 0,326 mols
EstequiometriaRendimento de reações
6) Determinar a massa de PCl3
nPCl3 = 
Massa
Massa molar
0, 326 mols = Massa
137,32 g mol-1
= 44,76 g de PCl3
7) Determinar o rendimento percentual
�Rendimento teórico = 44,8 g
�Rendimento real = 42,4 g
Rendimento % = 
Rendimento teórico 
Rendimento real 
x 100 %
94,6 %Rendimento % = 
44,8
42,4
= 0,946 x 100 =