Cálculos químicos e de fórmulas

Massa atômica

Massa atômica do elemento(M) É um n° que indica quantas vezes a massa de um átomo é >ou< que 1/12 avos da massa do 12C .

Sua unidade é expressa em u.m.a (u) (unidade de massa atômica)

Mas a maioria dos elemento possui vários isótopos Mas a maioria dos elemento possui vários isótopos. A massa de qual deles é apresentada na tabela periódica???

Na prática a “M” é calculada pela “média ponderal” das massas dos isótopos dos elementos e suas % na natureza.

Massa molecular(MM) O conceito é semelhante a”M”, porém é aplicada a soma das massas atômicas dos átomos que formam a molécula. Portanto,o “H” tem M=1u “O” tem M=16u E a “H2O” tem MM=18u

Massa molecular (MM) soma da massa dos átomos de uma molécula (união de ametal + ametal ou“H”). H2O = 18 uma Massa fórmula (MF) soma das massas dos átomos de um íon fórmula (união de metal e ametal) NaCl = 58 uma

Cuidado com a MM dos sais hidratados... CuSO4.5H2O Isso não é uma multiplicação; apesar de parecer...

A título de curiosidade: 1uma = 1,66.10-30g

Constante de Avogadro

Avogadro percebeu que a massa atômica de cada elemento (em gramas) continha um n° fixo de moléculas.Este n° foi chamado de constante de Avogadro , e é = a: 6.10²³

Atenção , esse n° não pode ser esquecido 6.10²³

O valor 6,02.1023 foi batizado pelos químicos como “Mol”. Constante da Avogadro – é a dúzia da química,só que ao invés de ser = a 12, é = a 6,02.1023 unidades da matéria a ser quantificada(átomos,moléculas...). O valor 6,02.1023 foi batizado pelos químicos como “Mol”. Portanto, 6,02.1023 = 1mol

Existe uma fórmula que relaciona: Massa atômica (M) , n° de mols (n) e massas em gramas (m). n = m / M Obs: N° de mols é sinônimo de quantidade de matéria

Cálculos Químicos

Determinação de fórmulas Identifica-se um composto pelo seu nome ou pela sua fórmula , que é constituída pelos elementos que a compõem e suas quantidades H2SO4 (o ácido sulfúrico é formado por 2 átomos de “H”, 1 de “S” e 4 de “O”).Esse tipo de fórmula é chamado de fórmula molecular (FM)(ou bruta).

Outro tipo de representação dos compostos é a fórmula mínima que é obtida dividindo-se a FM pelo MDC dos índices da molécula obtendo-se os < nos inteiros dos elementos que compõem a subst. Ex: A glicose C6H12O6(FM) . P/ calcularmos a f. mínima basta dividirmos C6H12O6/6 = CH2O

(A partir da “FM” H2SO4 e M 98g/mol) 98g  100% 2gH  X% 32gS  Y% Cálculo da fórmula centesimal (A partir da “FM” H2SO4 e M 98g/mol) 98g  100% 2gH  X% 32gS  Y% 64gO  Z% X=2,04%,Y=32,65%,Z=65,30% F% = H2,04%S32,65%O65,30%

Divide-se a % de cada elemento / M; Cálculo da fórmula mínima (A partir da fórmula %) H2,04%S32,65%O65,30% Divide-se a % de cada elemento / M; Divide-se cada um dos valores encontrados pelo menor deles; Descreve-se a fórmula mínima.

Por definição ,fórmula molecular = (fórmula mínima)n Cálculo da fórmula molecular A partir da fórmula mínima Por definição ,fórmula molecular = (fórmula mínima)n Sabendo-se a “M” , multiplica-se a fórmula mínima por valores inteiros pequenos , até o valor de “M”.

b) A partir da fórmula centesimal Tendo um composto , 2,04% de H , 32,65% de S e 65,3% de O . 100%H2SO4  98g 2,04%H  X.1 32,65%S  Y.32 65,3%O  Z.16 X=2 , Y=1 , Z=4

Se um Mol de átomos nós contarmos todos. Lanterna dos reprovados Através do numero de Avogadro. 1 Mol de moléculas eu vou poder calcular. Dividindo a massa , pela massa atômica. Número de Moles é baba de calcular.  Relação de Moles e a massa atômica. E o Avogadro eu vou mostrar pra vocês. Se um Mol de átomos nós contarmos todos. No final eu acho 6. 10 ²³ .  Já chegou a prova , tá desesperado . A pressão é tanta , vê se não vai defecar.

Leis ponderais

2H2(g)+O2(g)  2H2O(l) Fenômenos Físicos não alteram a matéria. Fenômeno Químico-altera matéria (alteração de temp., cor, cheiro) ,sinônimo de “Reação Química”. Reagentes  Produtos (equação) 2H2(g)+O2(g)  2H2O(l) Fenômenos Físicos não alteram a matéria. (Mudanças de estados físicos.)

1.Lei das proporções constantes P/as substâncias Uma subst. apresenta seus elementos combinados em proporção (em massa) constante . 18g de H2O possui: 2g de H , p/ 16g de O 36g 4g p/ 32g 180g 20g p/ 160g

P/ as reações Numa reação,as massas dos reag. e prod P/ as reações Numa reação,as massas dos reag. e prod. obedecem sempre uma proporção constante 2H2 + O2  2H2O 4g + 32g  36g 8g + 64g  72g 20g + 320g  180g

2.Lei da Conservação das massas Na reação a massa de reag. é igual a massa de produtos (sistema fechado). 2H2 + O2  2H2O 4g + 32g  36g

Resumão p/ não errar na hora “H” 1 molécula de H2O “pesa” 18 u; 1 mol de moléculas de H2O (6,02.1023 ) pesam 18 gramas; É importantíssimo saber a relacão 1mol de H2O = 6,02.1023 moléculas de H2O e“pesa” 18g.