UNIVERSIDADE PAULISTA - UNIP

UNIVERSIDADE PAULISTA - UNIP
ENGENHARIA 17/09/2018 QUIMICA BASICA Prof. Dr. Fernando Cruz Barbieri S.J. dos Campos - Dutra

ENGENHARIA 17/09/2018 Funções Inorgânica Ácidos Bases Sais Óxidos Prof. Dr. Fernando Cruz Barbieri S.J. dos Campos - Dutra

ENGENHARIA 1. Funções Inorgânicas É um conjunto de substâncias com propriedades químicas semelhantes, denominadas propriedades funcionais; Eletrólitos: são substâncias que, quando dissolvidas em água, conduzem a corrente elétrica; Não eletrólitos: não conduzem a corrente elétrica; O químico Arrhenius, em 1889, sugeriu em sua teoria que os eletrólitos, em solução, se dissociariam em duas partes (íons): uma positiva e outra negativa. Isso explicaria a condução de corrente elétrica por estas soluções; Na realidade, nos compostos iônicos, os íons já se encontram presentes. A água, neste caso, somente separa (dissociação) os íons já existentes;

ENGENHARIA 1. Funções Inorgânicas

ENGENHARIA 1. Funções Inorgânicas Nos compostos covalentes que são eletrólitos, a água cria condições para que os íons sejam formados e separados. Este processo recebe o nome de ionização: ionização HCl = H+ + Cl- dissociação Na+Cl- = Na+ + Cl- Seguindo critério baseado na dissociação/ionização, Arrhenius propôs a Teoria da Dissociação Eletrolítica, onde divide as substâncias em grupos com características químicas distintas: ácidos bases sais óxidos

ENGENHARIA 17/09/2018 Funções Inorgânica Ácidos

ENGENHARIA 2. Definição de ácidos Segundo Arrhenius, ácidos são substâncias que, quando em solução aquosa, se dissociam, originando exclusivamente H+ como íons positivos. 2.1 Classificação de ácidos Presença ou não de oxigênio Oxiácidos: presença de oxigênio na molécula. Exemplos: H2SO4 , HNO3 Hidrácidos: oxigênio não presente na molécula. Exemplos: HCl, HCN

ENGENHARIA 2.1 Classificação de ácidos Número de elementos químicos que formam a molécula Ácido binário: formado por dois elementos químicos diferentes. HCl, H2S, HI Ácido ternário: formado por três elementos químicos diferentes. H2SO4, HCN, H4P2O7 (pirofosfórico/0 Ácidos quaternário: formado por quatro elementos químicos diferentes. HNCO, HSCN (ricinoléico, tiociânico)

ENGENHARIA 2.1 Classificação de ácidos Número de hidrogênio ionizáveis Monoácidos: presença de 1 H ionizável. HCl = H+ + Cl- Diácidos: presença de 2 H ionizáveis. H2SO4 = 2 H+ + SO42- Triácidos: presença de 3 H ionizáveis. H3PO4 = 3 H+ + PO43- Tetrácidos: presença de 4 H ionizáveis. H4P2O4 = 4 H+ + P2O44-

ENGENHARIA 2.1 Classificação de ácidos Em um ácido só são ionizáveis os hidrogênios que estiverem ligados ao oxigênio . H3PO H3PO H3PO2

ENGENHARIA 2.1 Classificação de ácidos Volatilidade Voláteis: são gasosos ou líquidos e com baixo ponto de ebulição: HNO3 , HCl e H2S Fixos: muito pouco voláteis, somente H2SO4 e H3PO4

ENGENHARIA 2.1 Classificação de ácidos Grau de ionização Representado pela letra grega alfa (), o grau de ionização é a relação entre a quantidade de moléculas dissociadas e o total de moléculas dissolvidas. Quanto maior o valor de alfa, mais alta a tendência do ácido a se dissociar: alfa (%) = (nº moléculas ionizadas / nº moléculas dissolvidas) x 100 ácidos fortes (alfa maior que 50%): HI, HBr, HCl, HNO3, H2SO4. ácidos médios (alfa entre 5 e 50%): H2SO3, H3PO4, HF. ácidos fracos (alfa menor que 5%): H2S, H3BO3, HCN. ácidos orgânicos.

ENGENHARIA 2.1 Classificação de ácidos Grau de ionização => Força de um ácido Hidrácidos: Fortes: HCl, HBr, HI Semi-forte: HF *Os demais são fracos!!! Oxiácidos: HxEOy 0 fraco Ex.: HClO y-x 1 semi-forte Ex.: H3PO4 2 forte Ex.: H2SO4

ENGENHARIA 2.1 Classificação de ácidos

ENGENHARIA 2.2 Formulações sobre os ácidos Juntam-se tantos H+ quantos forem necessários para neutralizar a carga do ânion. Para um ânion com carga x-, e utiliza-se x hidrogênio para formular o ácido. Hx Ax- Exemplos: NO31- HNO3 SO42- H2SO4 PO43- H3PO4 x y H A

ENGENHARIA Tabela de Ânions

ENGENHARIA 2.3 Nomenclatura dos ácidos Hidrácidos: o nome é feito com a terminação ídrico Ácido nome do anion ídrico Ex: HCl: ácido clorídrico; HI: ácido iodídrico Oxiácidos: quando apresenta apenas a formação de um oxiáxido e sua terminação é ico Ácido nome do anion ico Ex: H2CO3: ácido carbônico; H3BO3: ácido bórico Quando apresenta a formação de 2 oxiácidos e sua terminação é ico Ácido nome do anion ico maior nox oso menor nox Ex: HNO3: ácido nítrico; HNO2: ácido nitroso

ENGENHARIA Formulação de alguns ácidos

ENGENHARIA 17/09/2018 Funções Inorgânica Bases

ENGENHARIA 3. Definição de bases Segundo Arrhenius, bases são substâncias que, quando em solução aquosa, se dissociam, originando como único íon negativo OH-. 3.1 Classificação das bases Número de OH- presente na fórmula monobase: 1 OH-, NaOH, KOH dibase: 2 OH- , Ba(OH)2, Fe(OH)2 tribase: 3 OH- , Cr(OH)3, Al(OH)3 tetrabase: 4 OH- , Pb(OH)4, Sn(OH)4

ENGENHARIA 3.1 Classificação das bases Solubilidade em água solúveis: as de metais alcalinos, metais alcalino-terrosos e o hidróxido de amônio (que é uma base fraca e volátil). insolúveis: todas as demais. Grau de dissociação Fortes: (>50%): as de metais alcalinos e metais alcalino-terrosos. fracas: todas as demais.

ENGENHARIA 3.1 Classificação das bases Solubilidade em água

ENGENHARIA 3.1 Classificação das bases Grau de dissociação

ENGENHARIA 3.2 Formulações sobre as bases Adicionam-se tantos OH-1 quantos forem necessários para neutralizar a carga do cátion. H+x (OH)x Exemplos: K+1 KOH Ba2+ Ba(OH)2 Al3+ Al(OH)3 x y C (OH)

ENGENHARIA 3.3 Nomenclatura das bases Quando o elemento forma apenas uma base Hidróxido de nome do elemento Ex: NaOH: hidróxido de sódio; b) Quando o elemento forma duas bases Hidróxido de nome do elemento ico maior nox Hidróxido de nome do elemento oso menor nox Ex: Fe(OH)3: hidróxido férrico; ou hidróxido de ferro III Fe(OH)2: hidróxido ferroso; ou hidróxido de ferro II

ENGENHARIA Tabela de Cátions

ENGENHARIA 17/09/2018 Funções Inorgânica Sais

ENGENHARIA 4. Definição de sais Segundo Arrhenius, sais são substâncias que, quando em solução aquosa, liberam: pelo menos um íon positvo diferente do H+ e pelo menos um íon negativo diferente do OH-: CaCl2 = Ca2+ + 2 Cl1- Na2SO4= 2 Na1+ + SO42- Como os sais são provenientes de reações de neutralização entre ácidos e bases, o ânion se origina do ácido e o cátion da base. ÁCIDO + BASE = SAL + ÁGUA

ENGENHARIA 4.1 Classificação dos sais As reações de neutralização podem ser de três tipos: Reação de neutralização total: neste tipo de reação, quantidades iguais, em número de mols, de H+ e OH- se neutralizam mutuamente. 1 H2SO4 + 2 NaOH = 1 Na2SO4 + 2 H2O Sais deste tipo são classificados como normais. 4.2 Formulações sobre as bases

ENGENHARIA 4.1 Classificação dos sais As reações de neutralização podem ser de três tipos: Reação de neutralização total: neste tipo de reação, quantidades iguais, em número de mols, de H+ e OH- se neutralizam mutuamente. 1 H2SO4 + 2 NaOH = 1 Na2SO4 + 2 H2O Sais deste tipo são classificados como normais. Reação de neutralização parcial do ácido: 1 mol de H2SO4 reagindo com 1 mol de NaOH. Como o H2SO4 possui 2 H+ em sua molécula, o sal produto o será ácido 1 H2SO4 + 1 NaOH = NaHSO4 + H2O Sais deste tipo são classificados como ácidos. Reação de neutralização parcial da base: 1 mol de Ba(OH)2 reagindo com 1 mol de HCl. Como o Ba(OH)2 possui 2 OH1- em seu íon-fórmula, o sal produto será básico. 1 Ba(OH)2 + 1 HCl = 1 Ba(OH)Cl + 1 H2O Sais deste tipo são classificados como básicos.

ENGENHARIA 4.2 Nomenclatura dos sais Sal normal de nome do ânion nome do cátion Segue-se a mesma regra das terminações usada nos ácidos. No caso de sais que na sua constituição possuam cátion que possam ter nóx diferentes, deve-se utilizar algarismos romanos para identificação. Fe(NO3)2 nitrato de ferro II Fe(NO3)3 nitrato de ferro III No caso de o cátion possuir somente dois nóx possíveis, pode-se também optar por utilizar os sulfixos oso e ico, respectivamente para o menor e maior nox. Fe(NO3)2 nitrato ferroso Fe(NO3)3 nitrato férrico

ENGENHARIA 4.2 Nomenclatura dos sais b) Sal ácido prefixo (mono, di, tri...) ácido de nome do ânion nome do cátion Segue-se a mesma regra das terminações usada nos ácidos. Ex: NH4 H SO4 = Sulfato monoácido de amônio Na H2 PO4 = Fosfato diácido de sódio c) Sal básico prefixo (mono, di, tri...) básico de Ex: Mg OH Cl = Cloreto monobásico de magnésio Ca OH2 Cl = Cloreto dibásico de cálcio

ENGENHARIA 4.2 Nomenclatura dos sais d) Sal hidratado Nome do sal + prefixo para indicar o grau de hidratação + hidratado Ex: CaCl2.2 H2O = Cloreto de cálcio dihidratado Na2B4O7.2 H2O = tetraborato de sódio decahidratado (bórax)

ENGENHARIA 17/09/2018 Funções Inorgânica Óxidos

ENGENHARIA 5. Definição de óxidos Óxido é todo composto binário, onde o oxigênio é o elemento mais eletronegativo; Os óxidos podem ser iônicos ou moleculares; Os óxidos iônicos são aqueles resultantes da união do oxigênio com um metal; Os óxidos moleculares são aqueles resultantes da união do oxigênio com um não metal; Os compostos binários de flúor e oxigênio, OF2 e O2F2, por exemplo, não são considerados óxidos, porque o flúor é mais eletronegativo que o oxigênio

ENGENHARIA 5.1 Nomenclatura dos óxidos a) Iônicos óxido de ____________ nome do elemento + (carga do cátion em romanos) A carga do cátion em algarismos romanos é dispensável se o mesmo apresentar nóx fixo. Na2O óxido de sódio Cu2O óxido de cobre I CuO óxido de cobre II b) Moleculares Prefixos indicam as quantidades de átomos de oxigênio e não-metal contidos na fórmula. (mono ou di ou tri ...) óxido de (mono ou di ou tri ...) + nome do elemento O prefixo mono é somente opcional quando indicar a quantidade de átomos do não metal. CO monóxido de carbono; CO2 dióxido de carbono N2O monóxido de dinitrogênio; N2O5 pentóxido de dinitrogênio

ENGENHARIA 5.2 Classificação dos óxidos Óxidos básicos: apresentam caráter iônico, em que o metal irá apresentar carga +1, +2, +3. Resultantes da união do oxigênio com metais alcalinos e alcalino-terrosos. Reagem com água, originando base. Na2O + H2O = 2 NaOH BaO + H2O = Ba(OH)2 Reagem com ácido, originando sal e água: Na2O + 2 HCl = 2 NaCl + H2O BaO + 2 HNO3 = Ba(NO3)2 + H2O

ENGENHARIA 5.2 Classificação dos óxidos Óxidos ácidos: Apresentam caráter covalente, geralmente são formados por ametais. Originam-se da desidratação de ácidos. Por este motivo, possuem uma nomenclatura opcional especial que especifica o ácido de origem. H2CO3 menos 1 H2O = CO2 anidrido carbônico H2SO4 menos 1 H2O = SO3 anidrido sulfúrico Reagem com água, originando ácido. CO2 + H2O = H2CO3 SO3 + H2O = H2SO4 Reagem com base, originando sal e água. SO3 + 2 NaOH = Na2SO4 + H2O

ENGENHARIA 5.2 Classificação dos óxidos Óxidos anfóteros: reagem com base ou ácido, originando sal e água. Não reagem com água. ZnO , SnO , PbO , MnO2 , SnO2 , PbO2 , Al2O3 . Óxidos neutros ou indiferentes: são óxidos covalentes, são formados por ametais e não reagem com água, base ou ácido. CO , NO , N2O Peróxidos: resultam da união de metais alcalinos, alcalino-terrosos e hidrogênio com o radical O22-. Este radical tem a seguinte estrutura: ¯¯ O ¯¯ O ¯¯ . H2O2 , Na2O2 , K2O2 , CaO2, BaO2 Os peróxidos reagem com ácidos, originando sal e água oxigenada. CaO2 + H2SO4 = BaSO4 + H2O2

ENGENHARIA Tabela de Cátions e Ânions

ENGENHARIA Lista de exercícios 1) Segundo Arrhenius defina: a) ácidos b) bases c) sais d) óxidos 2) Como são classificados os ácidos e as bases? 3) Como são classificados os sais? 4) Dadas as moléculas: H2SO4 NaOH, Ca(OH)2, CaCO3, H3PO4 , HBr, KOH, Sn(OH)4, CaSO4, KNO2, Fe2O3, pergunta-se: Para os ácidos, quais são hidrácidos ou oxiácidos? Para os ácidos, quais são monoácidos, diácidos ou triácidos? Para as bases, quais são monobases, dibases, tribases ou tetrabases? Para os sais, quais são de reação de neutralização total, reação de neutralização parcial do ácido ou reação de neutralização parcial da base? Escreva todas as nomenclaturas (dar os nomes devidos) das funções inorgânicas de todas as moléculas acima.

ENGENHARIA Lista de exercícios 5) Dê o nome dos seguintes ácidos e classifique-os: a) H2S b) HNO2 c) H2SO4 d) H2SO3 e) HBrO f) H3BO3 6) Dê o nome das seguintes bases e classifique-os: KOH Sn(OH)2 Zn(OH)2 Pb(OH)4 NaOH Al(OH)3

ENGENHARIA Lista de exercícios 8) Dê o nome dos seguintes sais e classifique-os: a) CdS b) NaCN c) NH4HCO3 d) Al(OH)2NO2 e) BaHPO3 f) Mg(OH)Cl 9) Dê o nome dos seguintes óxidos e classifique-os: a) NO2 b) Na2O c) SnO d) Ag2O e) CuO f) Cu2O g) CaO

ENGENHARIA 17/09/2018 Equações Químicas Equação quimica Oxirredução NOX Prof. Dr. Fernando Cruz Barbieri S.J. dos Campos - Dutra

17/09/2018 Equações Químicas

ENGENHARIA Equações químicas 1 Equação química: A equação química é a forma de se descrever uma reação química que envolve os reagentes e produtos. Representação de uma Equação Química: Reagentes → Produtos 1H2 + ½ O2 → 1 H2O 1.1 Formulas: indicam quais são as substancias da reação química (H2, O2, H2O). 1.2 Coeficientes: indica a proporção de moléculas que participam na reação (2,1,2).

ENGENHARIA 1. Equações químicas Quando representamos um fenômeno químico por fórmulas e símbolos teremos um EQUAÇÃO QUÍMICA CaO + H2O Ca(OH)2 REAGENTES PRODUTOS

ENGENHARIA 1. Equações químicas As equações químicas possuem FÓRMULAS e COEFICIENTES para mostrar os aspectos QUALITATIVO e QUANTITATIVO da reação 3 H2 + 1 N2 2 NH3 FÓRMULAS COEFICIENTES

ENGENHARIA 1. Equações químicas Numa reação química o número total de átomos dos reagentes é igual ao número total de átomos dos produtos N2 H2 + NH3 3 2 1 + +

ENGENHARIA 1. Equações químicas Símbolos e números são utilizados para descrever os nomes e as proporções das diferentes substâncias que entram nessas reações; Os reagentes são mostrados no lado esquerdo da equação e os produtos no lado direito; Não é criada e nem destruída matéria em uma reação, os átomos somente são reorganizados de forma diferente, por isso, uma equação química deve ser balanceada: o número de átomos da esquerda precisa ser igual o número de átomos da direita; Exemplo de uma Equação Química não equilibrada: H2 + Cl2 → HCl Repare que a equação acima está desbalanceada, pois temos nos reagentes (H2 e Cl2) dois átomos de cada elemento, e no produto (HCl) somente uma molécula. Exemplo de uma Equação Química equilibrada: H2 + Cl2 → 2 HCl

ENGENHARIA 1. Equações químicas Pode-se saber praticamente tudo sobre uma reação química através de sua equação, ela pode oferecer, por exemplo, as seguintes informações através de símbolos tais como: Quando a reação é reversível: ↔ Presença de luz: λ Catalisadores ou aquecimento: ∆ Formação de um precipitado: ↓ A Equação Química pode ainda demonstrar o estado físico do átomo participante da reação, através das letras respectivas entre parênteses: Gás (g) Vapor (v) Líquido (l) Sólido (s) Cristal (c) A presença de átomos, íons ou moléculas em solução aquosa é representada pela abreviatura: (aq)

ENGENHARIA 1. Equações químicas Análise ou decomposição Uma única substância produz duas ou mais substância 2 H20 (g)  H2 (g) O2 (g) + (NH4)2Cr2O7(s)  N2(g) Cr2O3(s) H2O(v)

ENGENHARIA 1. Equações químicas Síntese ou adição Várias substância produzem uma única N2 H2 + NH3 3 2 1 + +

ENGENHARIA 1. Equações químicas Simples troca ou substituição Uma substância simples desloca parte da substância composta + + Fe(s) HCl (aq)  H2 (g) FeCl2 (aq)

ENGENHARIA 1. Equações químicas Dupla troca ou dupla substituição Duas substâncias compostas trocam duas partes e produzem duas novas substâncias compostas + + + HCl (aq) NaOH (aq)  NaCl (aq) H2O (l)

17/09/2018 Oxidação NOX

ENGENHARIA Reações de Oxirredução 2 . Reação de Oxirredução Reação de oxirredução ou redox - Reação com transferência de elétrons de um reagente para outro, ou reação com variação de nox de pelo menos um elemento. Oxidação - Perda de elétrons ou aumento de nóx; Redução - Ganho de elétrons ou diminuição de nóx; 2.1 Número de Oxidação (Nox) Chamamos de número de oxidação ou nóx a carga assumida por um átomo quando a ligação que o une a um outro é quebrada. Existem três casos a serem analisados com relação ao nóx de um elemento: composto iônico, covalente e substância simples;

FARMÁCIA Número de Oxidação (Nox) Num composto iônico, ou nóx é a própria carga do íon, pois quando a ligação se rompe, já ocorreu a transferência do elétron do átomo menos para o mais eletronegativo; Na formação do NaCl, o Na passa de 11 para 10 elétrons e o Cl passa de 17 para 18 elétrons. O Na fica com carência de 1 elétron e assume a carga 1+, o Cl fica com excesso de um elétrons e assume a carga 1. Então, os nox do Na e do Cl, neste composto, serão respectivamente 1+ e 1-;

FARMÁCIA Número de Oxidação (Nox) Num composto covalente assume-se que a mesma se quebra e que o par de elétrons fica com o átomo mais eletronegativo; Na molécula de HCl, o átomo mais eletronegativo é o Cl e o menos é o H. O Cl adiciona um elétron à sua eletrosfera, enquanto o H perde um. Então, os nóx do Cl e do H serão, respectivamente, 1- e 1+; Em uma substância simples, os nóx de todos os átomos componentes é igual a zero, pois não é possível a existência de diferenças de eletronegatividade. Exemplos: S8, H2, O2, P4, Cgraf, Cdiam.

Observe a ligação química
OXIDAÇÃO Observe a ligação química entre os átomos de SÓDIO (1A) e CLORO (7A) É a perda de elétrons REDUÇÃO É o ganho de elétrons + – Na Cl O átomo de sódio PERDEU 1 elétron O átomo de cloro GANHOU 1 elétron

NÚMERO DE OXIDAÇÃO ( Nox ) a carga real ou aparente
É o número que mede a carga real ou aparente de uma espécie química Nox = + 1 Nox = – 1 + – Na Cl

Em compostos covalentes
H Cl + 1 – 1 H H ZERO ZERO

OXIDAÇÃO REDUÇÃO É a perda de elétrons ou aumento do Nox
É o ganho de elétrons ou diminuição do Nox

He P4 H2 Nox = 0 1ª REGRA Todo átomo em uma substância simples
CÁLCULO DO NÚMERO DE OXIDAÇÃO ( Nox ) 1ª REGRA Todo átomo em uma substância simples possui Nox igual a ZERO He P4 H2 Nox = 0

Alguns átomos em uma substância composta
2ª REGRA Alguns átomos em uma substância composta possui Nox CONSTANTE

H Ag Li, Na, K, Rb, Cs, Fr 1A Nox = + 1 Ag NO3 K Br Nox = + 1 Nox = + 1

Zn Cd Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra 2A Nox = + 2 Ca CO3 Mg Br2 Nox = + 2 Nox = + 2

Al Nox = + 3 Al 2 O3 Al Br3 Nox = + 3

calcogênios (O, S, Se, Te, Po) quando for o mais eletronegativo
(no final da fórmula) Nox = – 2 Al2 O 3 H2 S Nox = – 2 Nox = – 2

Halogênios (F, Cl, Br, I, At) quando for o mais eletronegativo
(no final da fórmula) Nox = – 1 Al Cl 3 H F Nox = – 1 Nox = – 1

A soma algébrica do Nox de todos os átomos em uma substância composta
3ª REGRA A soma algébrica do Nox de todos os átomos em uma substância composta É igual a ZERO

Na O H (+1) (+1) (– 2) (+1) + (– 2) + (+1) =

Ba As O 2 2 7 (+2) (– 2) x + 2 . (+2) 2 . x + 7 . (– 2) = + 4 2 . x
+ 4 2 . x – 14 = 10 x = – x 2 . 10 14 4 = = + 5 2

Na N O 2 (+1) (– 2) x (+1) + + 1 . 1 . x 2 . (– 2) = + 1 x – 4 = x = –
+ 1 x – 4 = x = – + 3 4 1

K S O 2 4 (+1) (– 2) x + + 2 . (+1) x 4 . (– 2) = + 2 x – 8 = x = – 8
+ 2 x – 8 = x = – 8 + 6 2

A soma algébrica do Nox de todos os átomos em um íon é igual à
4ª REGRA A soma algébrica do Nox de todos os átomos em um íon é igual à CARGA DO ÍON

2 – S O 4 x (– 2) x + 4 . (– 2) = – 2 x – 8 = – 2 x x = 8 – 2 = + 6

3 – P O 4 x (– 2) x + 4 . (– 2) = – 3 x – 8 = – 3 x x = 8 – 3 = + 5

P O 4 – 2 7 (– 2) x + 2 . x 7 . (– 2) = – 4 2 . x – 14 = – 4 10 x = –
+5 2

ENGENHARIA 17/09/2018 Balanceamento por tentativa Prof. Dr. Fernando Cruz Barbieri S.J. dos Campos - Dutra

ENGENHARIA BALANCEAMENTO ou ACERTO DOS COEFICIENTES DE UMA EQUAÇÃO Método das Tentativas

BALANCEAMENTO DE EQUAÇÕES QUÍMICAS
MÉTODO DAS TENTATIVAS 4 3 2 ___ Al + ____ O2  ___ Al2O3 a) Raciocinar, inicialmente, com os elementos que apareçam em uma única substância em cada membro da equação. Al e O b) Se vários elementos satisfazem a condição anterior, escolha de preferência aquele possua maiores índices. O  e 3 c) Escolhido o elemento, inverter seus índices do 1º para o 2º membro da equação, e vice-versa, usando-os como coeficientes. d) Com esses dois coeficientes, acerte os demais; continue somente com os elementos que já possuem coeficientes em um dos membros

____ Al2(CO3)3  ____ Al2O3 + ____ CO2 1 1 3
a) Raciocinar, inicialmente, com os elementos que apareçam em uma única substância em cada membro da equação. Al e C b) Se vários elementos satisfazem a condição anterior, escolha de preferência aquele possua maiores índices. C  e 1 c) Escolhido o elemento, inverter seus índices do 1º para o 2º membro da equação, e vice-versa, usando-os como coeficientes. d) Com esses dois coeficientes, acerte os demais; continue somente com os elementos que já possuem coeficientes em um dos membros

1 4 4 1 8 1 + 4 + 4 + 1 + 8 = 18 H2S + Br2 + H2O  H2SO4 + HBr
01) Ao efetuarmos o balanceamento da equação da reação 1 H2S Br H2O  H2SO HBr 4 4 1 8 podemos observar que a soma de seus menores coeficientes é : = 18 a) 10. b) 12. c) 14. d) 15. e) 18.

KMnO4 + HCl  KCl + MnCl2 + H2O + Cl2
02) Acertando os coeficientes estequiométricos da reação abaixo com os menores números inteiros possíveis, teremos como soma de todos os coeficientes: 2 1 KMnO HCl  KCl MnCl H2O Cl2 16 8 1 2 1 2 8 4 5/2 5 a) 25. b) 30. c) 35. d) 40. e) 42. = 35

Al(OH)3 + H4SiO4  Al4(SiO4)3 + H2O
03) Os coeficientes estequiométricos do ácido e da base, respectivamente, na reação abaixo balanceada com os menores valores inteiros possíveis são: 4 Al(OH) H4SiO4  Al4(SiO4) H2O 3 1 12 a) 4 e 3. b) 3 e 4. c) 1 e 12. d) 12 e 1. e) 3 e 1. ácido base H4SiO4 Al(OH)3 3 4

ENGENHARIA 17/09/2018 Quantidade e medida Mol Prof. Dr. Fernando Cruz Barbieri S.J. dos Campos - Dutra

ENGENHARIA 17/09/2018 Mol Como é possível contar as partículas de matéria (Átomos, moléculas, íons...)? Se são muito pequenas, para agrupá-las é necessário definir uma “porção” que contenha um número muito grande de partículas. A GRANDEZA que agrupa um número definido de partículas é a QUANTIDADE DE MATÉRIA (n), cuja unidade é o mol. A quantidade de matéria representa o número de mol de uma amostra de substância. Qual o “tamanho” (quantidade) de 1 mol? 1 mol é igual a 6,02x1023 partículas = partículas

ENGENHARIA Mol Mol (quantidade de matéria): origina-se do latim  monte e pilha; Por definição é quantidade de matéria de um sistema que contém tantas entidades elementares (partículas = átomos, moléculas, íons, elétrons entre outras partículas) quantos átomos existentes em um elemento químico. Como é possível medir o mol? Não existe nenhum instrumento que faça medidas em número de mol! Assim, foi necessário relacionar QUANTIDADE DE MATÉRIA (número de mol – n) com MASSA (em gramas – g), originando o conceito de MASSA MOLAR.

ENGENHARIA 17/09/2018 Mol EXEMPLO: APRESENTE a quantidade das seguintes medidas: a) 1 dúzia de laranjas = ________ laranjas b) 2 dezenas de pares de tênis = _________ pares de tênis = __________ pés de tênis c) 0,5 metro = _______ centímetros = ________ milímetros d) Então, 1 mol de estrelas = _________________________________ estrelas 12 20 40 50 500 TODAS ESSAS RELAÇÕES REPRESENTAM PROPORCIONALIDADE!

ENGENHARIA Mol Por definição é quantidade de matéria de um sistema que contém tantas entidades elementares (partículas = átomos, moléculas, íons, elétrons entre outras partículas) quantos átomos existentes em um elemento químico. Onde m é a massa em gramas e M.M é a massa molar em g/mol. Ex: 3,45g de Na  n = 3,45g / 23 [g/mol] = 0,15 mols 4,90g d H2SO4  n = 4,90g / [g/mol] = 0,05 mols

ENGENHARIA Mol Numero de Avogrado: é o numero de átomos (ou moléculas) existentes em um átomo-grama (ou molécula-grama) de qualquer elemento químico. Ligando então, o conceito de mol ao numero de Avogrado, podemos dizer: 1mol  6,02x1023 partículas; 1mol de moléculas  6,02x1023 moléculas  1 molécula-grama; 1mol de átomos  6,02x1023 átomos  1 átomo-grama 1mol de íons  6,02x1023 íons  1 íons-grama; 1mol de elétrons  6,02x1023 elétrons  1 elétrons-grama. Átomo-grama: é massa em gramas de um elemento químico cujo valor numérico coincide com sua massa atômica. Molécula-grama: é a massa em grama de uma substancia química cujo valor numérico também coincide com sua massa molecular.

ENGENHARIA 3 Lista de exercícios Com auxílio da tabela de massas atômicas, calcular: A massa molecular e Molécula-grama das seguintes substâncias: a) Cloreto férrico: Fe Cl3 b) Fosfato de magnésio: Mg3(PO4)2 c) Cloreto de cálcio dihidratado: CaCl2.2H2O d) Nitrato de cobalto: Co(NO3) 2) A quantidade de matéria (Mol) existente em: a) 2,6 g cloreto de bário: BaCl2 b) 12,08 g de sulfato de maganês: MnSO4 c) 15,52 g de cromato de potássio: K2CrO4 d) 12,06 g de ácidos de nítrico: HNO3 3) Por ser opaco à radiação e pouco solúvel, o sulfato de bário (BaSO4) é utilizado como contraste em investigações radiográficas no tratamento gastrointestinal. Se o paciente ingerir para o exame 3,495 g dessa substância junto com 63 g de água, quantos átomos de oxigênio serão ingeridos? 4) A morfina (C17H19NO3.H2O) é o alcalóide principal do ópio, narcótico muito importante porém muito venenoso. É um entorpecente perigoso, pois causa dependência. Calcule o número de átomos de hidrogênio existente em 10,1 g de morfina?

ENGENHARIA 3 Lista de exercícios 5) Calcular o número de elétrons do nitrogênio em 100g de aspartame (C14H18N2S5). 6) Achar o número de átomos de: Carbono, Oxigênio e Hidrogênio cem 10g de aspirina (C9H8O4). 7) A Penicilina G, um antibiótico largamente utilizado, tem fórmula C16H18N2O4S, calcular a massa de penicilina contido numa ampola que contém 2, átomos de nitrogênio.

ENGENHARIA 17/09/2018 Calculo Estequiometrico Prof. Dr. Fernando Cruz Barbieri S.J. dos Campos - Dutra

FARMÁCIA E BIOQUÍMICA Cálculo Estequiométrico 1 Definição: É calculo das quantidades de reagentes e/ou produtos das reações químicas feitos com base nas LEIS DAS REAÇÕES e executado, em geral, com o auxilio das equações químicas correspondentes. Essas leis baseadas são: (lei da conservação da massa, Leis proporções fixas, Leis das proporções múltiplas). 2 Regra fundamental: Escrever a equação química mencionada no problema; Acertar os coeficientes dessa equação (lembre-se de que os coeficientes indicam a proporção em números de mols existentes entre os participantes da reação (balanceamento); Estabelecer uma regra de três entre o dado e a pergunta do problema, obedecendo aos coeficientes da equação, que poderá ser escrita em massa, volume e ainda em números de mols.

FARMÁCIA E BIOQUÍMICA

FARMÁCIA E BIOQUÍMICA EX 1:

ENGENHARIA 17/09/2018 Provas Bimestrais P2

UNIVERSIDADE PAULISTA - UNIP

Apresentações semelhantes

Apresentação em tema: "UNIVERSIDADE PAULISTA - UNIP"— Transcrição da apresentação:

Apresentações semelhantes

Sobre projeto

Feedback

Login

Autorizar-se através da rede social:

UNIVERSIDADE PAULISTA - UNIP

Apresentações semelhantes

Apresentação em tema: "UNIVERSIDADE PAULISTA - UNIP"— Transcrição da apresentação:

Apresentações semelhantes

Sobre projeto

Feedback