QUÍMICA GERAL E INORGÂNICA

Apresentação em tema: "QUÍMICA GERAL E INORGÂNICA"— Transcrição da apresentação:

1 QUÍMICA GERAL E INORGÂNICA
Cálculos Químicos Prof. Dr. Ary da Silva Maia Ambiente: DQ-LACOM, entrada lateral, 2º andar.

2 A massa de um átomo simples é muito pequena para ser medida em uma balança.
massa de um átomo de hidrogênio = 1,673 x g (0, g)

3 Isto é uma massa infinitesimal
1,673 x g

4 Massas Atômicas Massas atômicas relativas são usadas no lugar de massas absolutas. O isótopo do carbono12 é utilizado como referência de massa atômica – admite-se que ele possua exatamente 12 u. Outros elementos têm suas massas relativas determinadas relativamente ao carbono 12. Massas atômicas relativas são determinadas usando-se um espectrômetro de massa.

5 Diagrama esquemático de um espectrômetro de massa

6 Isótopos do CO2

7 Espectro de Massa do cloro

8 Espectro de massa do mercúrio

9 Cálculo da Massa Atômica Relativa
Exemplo-1: O espectro de massa do oxigênio apresenta uma razão de massa atômica em relação ao carbono 12 igual a 1,3329:1. Se a massa atômica do carbono 12 é 12 u, qual a massa atômica do oxigênio? Massa Atômica do Oxigênio = 1,3329 x 12 u = 15,995 u

10 Cálculo da Massa Atômica Relativa
Exemplo-2: O cloro é composto de dois isótopos estáveis: cloro- 35 (75,76%; 34,9689 u) e cloro-37 (24,24%; 36,9659 u). Qual a massa atômica média do cloro? Massa Atômica do cloro = (0,7576 x 34,9689 u) + (0,2424 x 36,9659 u) = 35,45 u (como dado na Tabela Periódica)

11 MOL Os químicos precisam de uma unidade de contagem que possa expressar um grande número de átomos com números simples. Os químicos escolheram uma unidade para contagem do número de átomos. Esta unidade é o

12 1 mol = 6,022 x 1023 objetos

13 6,022 x 1023 É um número GRANDE

14 6,022 x 1023 é o Número de Avogadro

15 Se pessoas começassem a contar o número de Avogadro, numa velocidade de 100 números por minuto, a cada minuto do dia, levariam para alcançar o número total... 1 TRILHÃO DE ANOS

16 1 mol de qualquer substância contém 6,022 x 1023 partículas desta substância.

17 A massa atômica, em gramas, de qualquer elemento contém 1 mol de átomos.

18 A massa molecular, em gramas, de qualquer substância molecular contém 1 mol de moléculas.

19 Este é o mesmo número de partículas 6,022 x 1023 que existem em exatamente 12 gramas de

20 Exemplos

21 Espécie Quantidade Número de átomos de H
1 mol 6.022 x 1023

22 Espécie Quantidade Número de moléculas de H2
6.022 x 1023

23 Espécie Quantidade Número de átomos de Na
1 mol 6.022 x 1023

24 Espécie Quantidade Número de átomos de Fe
1 mol 6.022 x 1023

25 Espécie Quantidade Número de moléculas de C6H6
6.022 x 1023

26 1 mol de átomos = 6,022 x 1023 átomos 1 mol de moléculas = 6,022 x 1023 moléculas 1 mol de íons = 6,022 x 1023 íons

27 A massa molar de um elemento é sua massa atômica em gramas.
Ela contém 6,022 x 1023 átomos (número de Avogadro) deste elemento.

28 Elemento Massa Atômica Molar Número de átomos H 1,008 u 1,008 g 6,022 x 1023 Mg 24,31 u 24,31 g Na 22,99 u 22,99 g

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30 Problemas

31 Quantos moles de ferro existem em 25,0 g deste metal?
Massa atômica do ferro = 55,85 u Sequência de conversão: gramas Fe → moles Fe Prepare o cálculo usando um fator de conversão entre moles e gramas.

32 Quantos átomos de ferro existem em 25,0 g deste metal?
Massa atômica do ferro = 55,85 u Sequência de conversão: gramas Fe → átomos Fe Prepare o cálculo usando um fator de conversão entre átomos e gramas.

33 Qual a massa de 3,01 x 1023 átomos de sódio (Na)?
Massa Molar Na = 22,99 g Sequência de conversão: átomos Na → gramas Na Prepare o cálculo usando um fator de conversão entre gramas e átomos.

34 Qual a massa de 0,365 moles de estanho?
Massa atômica do estanho = 118,7 Sequência de conversão : moles Sn → gramas Sn Prepare o cálculo usando um fator de conversão entre gramas e moles.

35 Quantos átomos de oxigênio estão presentes em 2,00 moles de moléculas de oxigênio?
Dois fatores de conversão são necesários: Sequência de conversão: moles O2 → moléculas O → átomos O

36 Massa Molar dos Compostos

37 A massa molar de um composto pode ser determinada pela soma das massas molares de todos os átomos presentes em sua fórmula.

38 Calcule a massa molar do C2H6O.
2 C = 2(12,01 g) = 24,02 g 6 H = 6(1,01 g) = 6,06 g 1 O = 1(16,00 g) = 16,00 g 46,08 g

39 Calcule a massa molar do LiClO4.
1 Li = 1(6,94 g) = 6,94 g 1 Cl = 1(35,45 g) = 35,45 g 4 O = 4(16,00 g) = 64,00 g 106,39 g

40 Calcule a massa molar do (NH4)3PO4 .
3 N = 3(14,01 g) = 42,03 g 12 H = 12(1,01 g) = 12,12 g 1 P = 1(30,97 g) = 30,97 g 4 O = 4(16,00 g) = 64,00 g 149,12 g

41 Número de Avogadro de Partículas
6 x 1023 Partículas 1 MOL Massa Molar

42 Número de Avogadro de átomos de Ca
6 x 1023 átomos Ca 1 MOL Ca 40,078 g Ca 42

43 Número de Avogadro de moléculas de H2O
6 x 1023 moléculas H2O 1 MOL H2O 18,02 g H2O 43

44 1 massa molar moléculas HCl
Estas relações estão presentes quando hidrogênio se combina com cloro. H Cl HCl 6,022 x 1023 H átomos 6,022 x 1023 Cl átomos 6,022 x 1023 HCl moléculas 1 mol átomos H 1 mol átomos Cl 1 mol moléculas HCl 1,008 g H 35,45 g Cl 36,46 g HCl 1 massa molar átomos H 1 massa molar átomos Cl 1 massa molar moléculas HCl

45 Considerando elementos diatômicos (H2, O2, N2, F2, Cl2, Br2, e I2), distinguir entre um mol de átomos e um mol de moléculas.

46 Calcule a massa molar de 1 mol de átomos H.
1 H = 1(1,01 g) = 1.01 g Calcule a massa molar de 1 mol de moléculas H2. 2 H = 2(1,01 g) = 2.02 g

47 Problemas

48 Quantos moles de benzeno, C6H6, estão presentes em 390
Quantos moles de benzeno, C6H6, estão presentes em gramas de benzeno? Massa molar do C6H6 é 78,12 g. Sequência de conversão: gramas C6H6 → moles C6H6

49 Quantas gramas de (NH4)3PO4 estão contidas em 2,52 moles de (NH4)3PO4?
Massa molar do (NH4)3PO4 é 149,12 g. Sequência de conversão: moles (NH4)3PO4 → gramas (NH4)3PO4

50 56,04 g de N2 contém quantas moléculas de N2?
Massa molar do N2 é 28,02 g. Sequência de conversão: gramas N2 → moles N2 → moléculas N2 Usando os fatores de conversão

51 Use os fatores de correção
56,04 g de N2 contém quantos átomos de nitrogênio? Massa molar do N2 é 28,02 g. Sequência de conversão: gramas N2 → moles N2 → moléculas N → átomos N Use os fatores de correção

52 Composição Percentual dos Compostos

53 H2O 11.19% H de massa 88.79% O de massa
Composição percentual de um composto é a percetagem de massa de cada elemento neste composto. H2O 11.19% H de massa 88.79% O de massa

54 Composição Percentual
da Fórmula

55 Etapa 1 Calcule a massa molar da fórmula.
Se a fórmula de um composto é conhecida, um processo em duas etapas é necessário para calcular a composição percentual. Etapa 1 Calcule a massa molar da fórmula. Etapa 2 Divida a massa total de cada elemento na fórmula pela massa molar e multiplique por 100.

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57 Etapa 1 Calcule a massa molar do H2S.
Calcule a composição percentual do ácido sulfídrico H2S. Etapa 1 Calcule a massa molar do H2S. 2 H = 2 x 1.01g = g 1 S = 1 x g = g 34.09 g

58 Calcule a composição percentual do ácido sulfídrico H2S.
Etapa 2 Divida a massa total de cada elemento na fórmula pela massa molar e multiplique por 100. H 5.93% S 94.07%

59 Composição Percentual
a partir de dados experimentais

60 Etapa 1 Calcule a massa do composto formado.
A composição percentual pode ser calculada de dados experimentais sem se conhecer a composição do composto. Etapa 1 Calcule a massa do composto formado. Etapa 2 Divida a massa de cada elemento pela massa total do composto e multiplique por 100.

61 = massa total do produto
Um composto contendo nitrogênio e oxigênio é analisado e contém 1,52 g de nitrogênio e 3,47 g de oxigênio. Determine sua composição percentual. Etapa 1 Calcule a massa total do composto 1,52 g N 3,47 g O 4,99 g = massa total do produto

62 Etapa 2 Divida a massa de cada elemento pela massa total do composto.
Um composto contendo nitrogênio e oxigênio é analisado e contém 1,52 g de nitrogênio e 3,47 g de oxigênio. Determine sua composição percentual. Etapa 2 Divida a massa de cada elemento pela massa total do composto. N 30.5% O 69.5%

63 Fórmula Empirica versus Fórmula Molecular

64 Exemplos

65 Fórmula Molecular C2H4 Fórmula Empirica CH2 Razão molar C:H 1:2

66 Fórmula Molecular C6H6 Fórmula Empirica CH Razão molar C:H 1:1

67 Fórmula Molecular H2O2 Fórmula Empirica HO Razão molar H:O 1:1

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69 Dois compostos podem ter fórmulas empíricas semelhantes e diferentes fórmulas moleculares.

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71 Calculando Fórmulas Empíricas

72 Etapa 1 Assuma uma quantidade inicial definida (usualmente 100,0 g) de composto, caso a quantidade atual não seja dada, e expresse a massa de cada elemento em gramas. Etapa 2 Converta a massa em gramas de cada elemento em número de moles de cada elemento usando a massa molar de cada elemento.

73 Etapa 3 Divida o número de moles de cada elemento pelo número de moles do elemento com o menor valor. – Se os números obtidos forem inteiros, use-os como os indíces de cada elemento na fórmula empírica. – Se os números obtidos não forem inteiros, vá para a etapa 4.

74 Etapa 4 Multiplique os valores obtidos na Etapa 3 pelo menor número que converta os valores em números inteiros. – Use estes números inteiros como índices da fórmula empírica. FeO1.5 Fe1 x 2O1.5 x 2 Fe2O3

75 Estes resultados de cálculo podem ser diferentes de um número inteiro.
Se eles diferem de ±0,1 → arredonde este valor para o número inteiro mais próximo. 2,9  3 Desvios maiores que 0,1 de um número inteiro usualmente significam que as razões calculadas podem ser multiplicadas por um número inteiro para alcançar um valor inteiro.

76 Algumas frações comuns e seus equivalentes decimais
Fração comum Equivalente Decimal Número inteiro resultante 1/4 0,25 1 1/3 Multiplique o equivalente decimal pela número no denominador da fração para alcançar o número inteiro. 0,333… 1 2/3 0,666… 2 1/2 0,5 1 3/4 0,75 3

77 Problemas

78 A análise de um sal mostrou que ele contém 56,58% potássio (K); 8,68% carbono (C) e 34,73% oxigênio (O). Calcule a fórmula empírica desta substância Etapa 1 Expresse cada elemento em gramas. Assuma 100 gramas do composto. K = 56,58 g C = 8,68 g O = 34,73 g

79 C tem o menor número de moles
A análise de um sal mostrou que ele contém 56,58% potássio (K); 8,68% carbono (C) e 34,73% oxigênio (O). Calcule a fórmula empírica desta substância Etapa 2 Converta de gramas para moles. C tem o menor número de moles

80 C tem o menor número de moles
A análise de um sal mostrou que ele contém 56,58% potássio (K); 8,68% carbono (C) e 34,73% oxigênio (O). Calcule a fórmula empírica desta substância Etapa 3 Divida cada número de moles pelo menor valor. C tem o menor número de moles A razão mais simples K:C:O é 2:1:3 Fórmula empírica K2CO3

81 A composição centesimal de um composto é 25.94% de nitrogênio (N) e 74.06% de oxigênio (O). Calcule a fórmula empírica para esta substância. Etapa 1 Expresse cada elemento em gramas. Assuma 100 gramas do composto. N = g O = g

82 A composição centesimal de um composto é 25.94% de nitrogênio (N) e 74.06% de oxigênio (O). Calcule a fórmula empírica para esta substância. Etapa 2 Converta de gramas para moles.

83 A composição centesimal de um composto é 25.94% de nitrogênio (N) e 74.06% de oxigênio (O). Calcule a fórmula empírica para esta substância. Etapa 3 Divida cada número de moles pelo menor valor Não é uma razão de números inteiros.

84 A composição centesimal de um composto é 25.94% de nitrogênio (N) e 74.06% de oxigênio (O). Calcule a fórmula empírica para esta substância. Etapa 4 Multiplique cada valor por 2. N: (1.000)2 = 2.000 O: (2.500)2 = 5.000 Fórmula empírica N2O5

85 Calculando a Fórmula Molecular a partir da Fórmula Empírica

86 Para determinar a fórmula molecular avalie o valor de n.
A fórmula molecular pode ser calculada a partir da fórmula empírica se a massa molar é conhecida. A fórmula molecular será igual a fórmula empírica ou algum multiplo, n, dela. Para determinar a fórmula molecular avalie o valor de n. n é o número de unidades da fórmula empírica contidas na fórmula molecular. Número de unidades da Fórmula Empírica

87 Qual a fórmula molecular de um composto que tenha uma fórmula empírica CH2 e uma massa molar de 126,2 g? Seja n = número de unidades de fórmula CH2. Calcule a massa de cada unidade CH2 1 C = 1(12,01 g) = 12,01g 2 H = 2(1,01 g) = 2,02g 14,03g A fórmula molecular é (CH2)9 = C9H18

88 CÁLCULO ESTEQUIOMÉTRICO

89 ESTEQUIOMETRIA = As relações quantitativas entre um reagente e outro reagente ou entre um reagente e os produtos em uma reação química. Interpretando uma equação balanceada: Exemplo: C3H8(g) + 5 O2(g)  3CO2(g) + 4H2O(g); A equação informa que: 1 molécula de C3H8 reage com 5 moléculas de O2 para produzir 3 moléculas de CO2 e 4 moléculas de H2O; ou 1 mol de C3H8 reage com 5 moles de O2 para produzir 3 moles de CO2 e 4 moles de H2O.

90 Cálculos estequiométricos
Relação Mol-Mol: Exemplo: Na reação a seguir, se 6,0 moles de octano, C8H18, sofrem combustão completa com excesso de gás oxigênio, quantos moles de CO2 e H2O, respectivamente, serão formados? Quantos moles de O2 serão consumidos? Reação: 2 C8H18(l) + 25 O2(g)  16 CO2(g) + 18 H2O(g) Cálculos: Moles de CO2 formados = 6.0 mol C8H18 x (16 mol CO2/2mol C8H18) = 48 moles Moles de H2O formados = 6.0 mol C8H18 x (18 mol H2O/2mol C8H18) = 54 moles Moles de O2 consumidos = 6.0 mol C8H18 x (25 mol O2/2mol C8H18) = 75 moles

91 Cálculos estequiométricos
Relação Massa  mol  mol  Massa: Exemplo-1: Na seguinte reação, se 690 g de octano, C8H18, sofre combustão completa em excesso de oxigênio, que massa de CO2 será formada? Reação: 2C8H18(l) + 25 O2(g)  16CO2(g) + 18H2O(g) Calculos-1: Moles de C8H18 reagidos = 690 g C8H18 x (1 mol/114.2 g) = 6.0 moles Moles de CO2 formados = 6.0 mol C8H18 x (16 mol CO2/2 mol C8H18) = 48 moles CO2 Massa de CO2 formada = 48 mol CO2 x (44.01 g/mol) = 2.1 x 103 g

92 Cálculos estequiométricos
Relação Massa  mol  mol  Massa: Exemplo-2: Na seguinte reação, se 690 g de octano, C8H18, sofrem combustão completa em excesso de oxigênio, que massa de H2O será formada? Reação: 2C8H18(l) + 25 O2(g)  16CO2(g) + 18H2O(g) Calculos-2: Moles de C8H18 reagidos = 690 g C8H18 x (1 mol/114.2 g) = 6.0 moles Moles de H2O formados = 6.0 mol C8H18 x (18 mol H2O/2 mol C8H18) = 54 moles H2O Massa de H2O formada = 54 mol H2O x (18.02 g/mol) = 970 g

93 Cálculos estequiométricos
Relação Massa  mol  mol  Massa: Exemplo-3: Na seguinte reação, se 690 g de octano, C8H18, sofre combustão completa em excesso de oxigênio, que massa de oxigênio será consumido? Reação: 2C8H18(l) + 25 O2(g)  16CO2(g) + 18H2O(g) Cálculos-3: Moles de C8H18 reagidos = 690 g C8H18 x (1 mol/114.2 g) = 6.0 moles Moles de O2 consumidos = 6.0 mol C8H18 x (25 mol O2/2 mol C8H18) = 75 moles O2 Massa de O2 formada = 75 mol O2 x (32.00 g/mol) = 2.4 x 103 g

94 Estequiometria envolvendo reagente limitante
aquele que é completamente consumido em uma reação química, antes dos outros reagentes. Rendimento dos produtos depende da quantidade de reagente limitante.

95 Uma Reação Estequiométrica
Exemplo: Na reação: 2Cu(s) + S(s)  Cu2S(s), 2 moles de cobre são necessários para reagir completamente com 1 mol de enxofre e produzirá 1 mol de sulfeto de cobre (I). Se a reação for feita usando 1 mol de cobre e 1 mol de enxofre, então o cobre será o reagente limitante e o enxofre estará em excesso. Somente 0,5 moles de sulfeto de cobre (1) é formado.

96 Cálculos estequiométricos - exemplo
Amônia é produzida pela reação abaixo: N2(g) + 3H2(g)  2NH3(g) Se 25 moles de N2 são reagidos com 60 moles de H2 em um reator fechado, qual a substância que será completamente consumida? Quantos moles de NH3 serão formados? (Resposta: H2; 40 moles de NH3)

97 Reagente Limitante e rendimento de reação - exemplo
Amônia é produzida pela reação abaixo: N2(g) + 3H2(g)  2NH3(g) (a) Se 118 g de nitrogênio reagem com 31,5 g de hidrogênio, qual reagente será completamente consumido no final da reação? (b) Que masa do reagente em excesso restará, sem reagir, ao final da reação? (c) Que massa de amônia será produzida quando o reagente limitante for completamente consumido e o rendimento da reação for de 100% (d) E se o rendimento da reação fosse de 80%? (Respostas: (a) N2; (b) 6,0 g; (c) 143,4 g de NH3: (d) 114,72 g de NH3 )

98 Chem 1A Chapter 3 Lecture Outlines
Rendimentos teórico, real e percentual Rendimento Teórico: rendimento de um produto calculado com base na estequiometria da equação balanceada e na quantidade do reagente limitante (assumindo que a reação se processa até que o reagente limitante seja totalmente consumido). Rendimento Real: Rendimento do produto obtido experimentalmente. Rendimento Percentual = (Rendimento Real/Rendimento Teórico) x 100%

99 Reagente Limitante e rendimento de reação - exemplo
Na produção de amônia, o reator é carregado com N2 e H2 com vazões mássicas de 805 g e 195 g por minuto, respectivamente, a 227oC, e a reação é a seguinte: N2(g) + 3H2(g)  3 NH3(g) (a) Qual a vazão (em g/min) em que a amônia é produzida se o rendimento for de 100%? (b) Se a reação produz 915 g de NH3 por minuto, calcule o rendimento percentual da reação (Respostas: (a) 978,5 g/min; (b) Rendimento = 93,5%)