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ESTEQUIOMETRIA. Os átomos reagem para formar moléculas, mantendo entre si razões simples de números inteiros. C + O CO 1 átomo 1 átomo 1 molécula Devido.

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1 ESTEQUIOMETRIA

2 Os átomos reagem para formar moléculas, mantendo entre si razões simples de números inteiros. C + O CO 1 átomo 1 átomo 1 molécula Devido às minúsculas dimensões, é difícil trabalhar com átomos ou moléculas individualmente. Por este motivo, costumamos trabalhar com um conjunto destas entidades: MOL.

3 MOL: Um mol é a quantidade da substância que contém tantas entidades elementares (átomos, moléculas, elétrons,...) quantas existem em exatamente 12 gramas do isótopo do carbono -12 ( 12 C). Definição: Massa de 1 átomo de 12 C = 12 u (6 prótons e 6 nêutrons) 1 u de 12 C = 1,66 × g 12 u de 12 C = 1,99 × g 1 átomo de 12 C 12 g 12 C x = 6,02 ×10 23 átomos 12 C = 1 mol Para 1 H : 1 át 1,6735 × g 6,02 × át x = 1,0078 g = 1 mol Para 16 O: 1 át 2,6560 × g 6,02 × át x = 15,9949 g = 1 mol

4 O mol foi introduzido em 1860 pelo químico alemão Wilhelm Ostwald ( ) e tem origem na palavra latina moles, que significa pilha muito grande. É uma unidade básica do Sistema Internacional (SI) para medida da quantidade de uma substância. 1 mol = 6,02 × entidades Número de Avogadro Amadeo Avogadro concebeu a idéia básica, mas foi Stanislao Cannizzaro que determinou o número e o apresentou no meio científico em 1860.

5 MASSA ATÔMICA OU MASSA MOLAR: É a massa em gramas (g) de um mol de átomos de qualquer elemento. Unidade: g/mol ou g.mol -1 Exemplo: 1 mol H 6,02 × át. H 1 g H ¯M H = 1 g/mol 1 mol Au 6,02 × át. Au 197 g Au ¯M Au = 197 g/mol

6 Massas atômicas médias: As massas atômicas dos elementos da TP são calculadas a partir das massas atômicas de seus isótopos, levando-se em consideração as suas abundâncias relativas. Exemplo: 98,893 % de 12 C + 1,107 % de 13 C A massa atômica média do C: (0,98893)(12 g/mol) + (0,01107)(13,00335 g/mol) 12,01 g/mol

7 Exercício 1: Calcule, a partir dos dados da tabela abaixo, a massa atômica média para os elementos cloro e cobre: IsótopoMassa atômica (g/mol) Abundância Relativa (%) 63 Cu62,929869,09 65 Cu64,927830,91 35 Cl34,968975,77 37 Cl36,965924,23 Resposta: ¯M Cu = 63,55 g/mol; ¯M Cl = 35,45 g/mol

8 Correlação entre número de mols e massa molar: Correlação entre número de mols e número de partículas: n = m/¯M n = número de mols (mol) M = massa do átomo ou molécula (g) ¯M = massa molar (g/mol) n = N/¯N n = número de mols (mol) N = número de partículas ¯N ou N A = número de Avogadro (mol -1 )

9 Exercício 2: a) Quantos mols de ferro estão contidos em 136,9 g de ferro? b) Quantos átomos estão contidos em 2,451 mols de ferro? c) Quantos gramas de ferro estão contidos em 1,55 mol de ferro? Resposta: a) n = 2,451 mols; b) N = 1,476 × átomos; c) m = 86,57 g

10 Resposta: a) m = 253,5 g; b) m = 1,79 × g; c) N = 1,42 × átomos Exercício 3: Considerando-se 2,35 mols de prata: a) Qual é a massa de prata? b) Qual é a massa de 1 átomo de prata? c) Quantos átomos de prata estão contidos em 2,35 mols?

11 MASSA MOLECULAR OU MASSA MOLAR: É a massa em gramas (g) de um mol de moléculas. Unidade: g/mol ou g.mol -1 Exemplos: ¯M NaOH = (1 × ¯M Na ) + (1 × ¯M O ) + (1 × ¯M H ) ¯M NaOH = (1 × 23) + (1 × 16) + (1 × 1) = 40 g/mol ¯M CH3COOH = (2 × ¯M C ) + (2 × ¯M O ) + (4 × ¯M H ) ¯M CH3COOH = (2 × 12) + (2 × 16) + (4 × 1) = 60 g/mol ¯M Pb(NO3)2 = (1 × ¯M Pb ) + (2 × ¯M N ) + (6 × ¯M O ) ¯M Pb(NO3)2 = (1 × 207,2) + (2 × 14) + (6 × 16) = 331,2 g/mol

12 1 mol de CH 3 COOH ou 6,02 × moléculas de CH 3 COOH contém em sua fórmula: * 2 mols de C = 2 × 6,02 × átomos de C * 2 mols de O = 2 × 6,02 × átomos de O * 4 mols de H = 4 × 6,02 × átomos de H

13 Exercício 4: Considerando-se 16,5 g de ácido oxálico (H 2 C 2 O 4 ), calcule: a) O número de mols correspondente a massa da amostra. b) O número de moléculas de ácido oxálico em 16,5 g. c) O número de átomos de carbono em 16,5 g de ácido oxálico. d) A massa de uma molécula de ácido oxálico. Resposta: a) n = 0,183 mol; b) N = 1,10 × moléculas; c) N = 2,20 × átomos; d) m = 1,49 × g

14 Exercício 5: Considerando-se 40 g do gás oxigênio (O 2 ), calcule: a) O número de mols do gás oxigênio. b) O número de moléculas do gás oxigênio. c) O número de átomos de oxigênio. Resposta: a) n = 1,25 mol; b) N = 7,53 × moléculas; c) N = 1,51 × átomos

15 FÓRMULAS: Fórmulas moleculares: – Fornecem os números e tipos reais de átomos em uma molécula.

16 Fórmulas mínimas: – Fornecem os números e tipos relativos de átomos em uma molécula. – Fornecem os menores números inteiros proporcionais possíveis dos átomos em uma molécula. – Exemplos: CH 2 (fórmula mínima) C 2 H 4 (fórmula molecular)

17 Fórmulas estruturais: - Fornece a conectividade entre átomos individuais na molécula. - A fórmula estrutural pode ou não ser usada para mostrar a forma tridimensional da molécula.

18 EQUAÇÕES QUÍMICAS A equações químicas descrevem suscintamente o que ocorre em uma reação química. Exemplo: combustão de octano 2 C 8 H O 2 16 CO H 2 O reagentes produtos 16C, 36H, 50O 16C, 36H, 50O A equação química deve obedecer a Lei de Conservação das Massas.

19 Lei da Conservação das Massas Nenhuma quantidade de massa é criada ou destruída em uma reação química (Antoine Lavoisier, 1789) 2 C 8 H O 2 16 CO H 2 O 2, 25, 16 e 18 são os coeficientes estequiométricos da equação. 1 C 8 H ½ O 2 8 CO H 2 O

20 C + O CO 1 mol 1 mol 1 mol 6,02 × át. C6,02 × moléc. CO6,02 × át. O 12 g 16 g 28 g C + 2 H 2 CH 4 1 mol 2 mols 1 mol 6,02 × át. C6,02 × moléc. CH 4 2 × (6,02 × moléc. H 2 ) 12 g 2 × (2 g) 16 g

21 CÁLCULOS ESTEQUIOMÉTRICOS: 1)Quantos mols de potássio podemos obter pela dissociação de 12 mols de K 4 [Fe(CN) 6 ]? (R = 48 mols) K 4 [Fe(CN) 6 ] 4 K + + [Fe(CN) 6 ] 4- 2) Quantos mols de hidróxido férrico serão necessários para neutralizar completamente 18 mols de ácido carbônico? (R = 12 mols) 2 Fe(OH) H 2 CO 3 Fe 2 (CO 3 ) H 2 O 3) Qual é a massa de carbonato férrico que será formado segundo o exercício anterior? (R = 6 mols)

22 4) Quantos mols de ácido fosfórico e de hidróxido de cálcio reagem se há formação de 0,10 mol de fosfato de cálcio? (R = 0,2 mol; 0,3 mol) 2 H 3 PO Ca(OH) 2 Ca 3 (PO 4 ) H 2 O 5) Segundo a equação do exercício 4, qual é a massa de ácido fosfórico que converte totalmente 0,60 mol de hidróxido de cálcio em fosfato de cálcio? (R = 39,2 g) 6) Considerando-se a reação entre ácido sulfúrico e hidróxido de sódio, calcule quantos gramas de água serão formados a partir de 4 mols de hidróxido de sódio. (R = 72 g) H 2 SO 4 + 2NaOH Na 2 SO H 2 O

23 7) Qual é a massa de oxigênio molecular requerida para reagir completamente com 1,2 mol de metano? (R = 76,8 g) CH O 2 CO H 2 O 8) Qual é a massa de oxigênio molecular requerida para reagir completamente com 24 g de metano? (R = 96 g) 9) Qual é a massa de metano, em gramas, requerida para reagir com 100 g de oxigênio molecular? (R = 25 g)

24 REAGENTE LIMITANTE: Em uma reação química onde as quantidades dos reagentes não são estequiométricas, o reagente que é consumido primeiro é denominado reagente limitante. Sobram 6 bolinhas vermelhas As bolinhas azuis são o reagente limitante A quantidade de produto é determinada pelo reagente limitante A + B AB 4 A e 10 B 4 AB e 6 B

25 Exercício 1: a) Qual é a massa de dióxido de carbono e de água que pode ser formada pela reação de 16 g de metano com 48 g de oxigênio molecular? b) Qual é o reagente limitante? CH O 2 CO H 2 O Exercício 2: a) Quantos gramas de água serão formados a partir da reação de neutralização de 600 g de ácido sulfúrico e 550 g de hidróxido de potássio? b) Qual é o reagente que está em excesso? c) Quantos gramas deste reagente está em excesso? Exercício 3: 100 g de zinco foram misturadas a 100 g de iodo. O iodo foi completamente convertido em ZnI 2. Qual é a percentagem mássica de zinco que não reagiu? Zn + I 2 ZnI 2 R: 1 – a) 33 g, 27 g, b) O 2 2 – 220 g, b) NaOH, c) 60,4 g 3 – 74,2%

26 RENDIMENTO DE UMA REAÇÃO: Com excesso de oxigênio: C 8 H ½ O 2 8 CO H 2 O Com quantidade incompleta de oxigênio: C 8 H 18 + < 25 ½ O 2 ? CO 2 + ? CO + ? H 2 O Reações que não se completam ou que geram produtos secundários, tem seu rendimento diminuído.

27 Rendimento teórico: é a quantidade máxima de produto(s) que se pode obter a partir de uma reação completa. Rendimento real: é a quantidade de produto formada em uma dada condição de reação. Rendimento percentual: é uma medida da eficiência da reação. Rendimento percentual = rendimento real × 100 rendimento teórico

28 Exercício 1: Na reação de combustão do etileno (C 2 H 4 ), são produzidos 3,48 g de dióxido de carbono (CO 2 ), restando carbono na forma de monóxido de carbono (CO) ou carbono elementar (C). O rendimento teórico foi de 5,43 g de CO 2. Qual é o rendimento percentual da reação? (R = 64,1%) Exercício 2: 15,6 g de benzeno reagem com ácido nítrico em excesso. Foram isolados 18 g do produto nitrobenzeno. Qual é o rendimento percentual da reação? (R = 73,2%) C 6 H 6 + HNO 3 C 6 H 5 NO 2 + H 2 O Exercício 3: 600 g de ácido sulfúrico reagem com excesso de NaOH. a) Calcule o rendimento teórico (R = 869,4 g) b) Calcule o rendimento percentual da reação se forem produzidos 500 g de sulfato de sódio. (R = 57,5%)


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