Aula8 QGT mol reacoes 2013.1

Universidade Federal da Paraíba Centro de Ciências Exatas e da Natureza

Departamento de Química Disciplina: Química Geral

Cálculos Químicos - MOL

Curso: QGT

Professora: Liliana Lira Pontes

É A UNIDADE UTILIZADA PELOS QUÍMICOS, RELACIONADA COM UM Nº GRANDE DE ÁTOMOS, ÍONS, MOLÉCULAS

MOL

O mol : origem da palavra latina

mols

1 Mol = Quantidade de matéria/número de átomos que existe em exatamente 12 g do isótopo-12 do carbono

M

OL

Um mol é análogo de “dúzia”.

Uma “dúzia” pode ser definida como um número de latas de refrigerante em uma embalagem de 12.

A massa de 1 mol de átomos de C12 _{é 12 g.}

A massa de 1 átomo de C₁₂ foi determinada pela espectrometria de massa como 1,99265 x 10-23 _g.

Número de átomos do C₁₂ = 12 g

1,99265 x 10-23 _g

= 6,0221 x 1023 _átomos

Como o mol dá o número de átomos em uma amostra, segue que 1 mol de átomos de qualquer elemento é 6,0221 x 1023 _{átomos do elemento. Então, 1}

6,02 x 10

MOL  NÚMERO FIXO DE PARTÍCULAS

1 mol de moléculas de H₂O  6,02 x 1023 _{moléculas de H} 2O

1 mol de átomos de Cl  6,02 x 1023 _{átomos de Cl}

1 mol de íons de Na+ _{ 6,02 x 10}23 _{íons de Na}+

LORENZO ROMANO AMEDEO CARLO AVOGADRO (1776-1856)

NA = Número de Avogadro = 6,02 x 10 23

Constante de Avogadro Número de objetos por mol

NA = Número de Avogadro = 6,02 x 10 23

Constante de Avogadro

Usada na conversão entre a quantidade química (número de mols) e o número de átomos,íons ou molécula

N = nNA

Número de

átomos/objetos Quantidade de _{substância em} mol/Número de

mols

Número de objetos por mol/número de

Avogrado

Converter o número de átomo a mols

EXEMPLO (1): Sabe-se que uma amostra de vitamina C

contém 1,29 x 1024 _{átomos de hidrogênio (bem como outras}

espécies de átomos). Quantos mols de hidrogênio a amostra contém?

EXEMPLO (2): Supondo que a população aproximada da terra é 5,7 bilhões de pessoas.

(a) Quantos mols de pessoas habitam a terra?

Respostas: (a) 9,5 x 10-15

UM

MOL

DE QUALQUER ELEMENTO TEM

MASSA

EM

GRAMAS

IGUAL À

MASSA

1 mol de átomos dos elementos:

C, S, Cu, Pb e Hg

1 mol de moléculas de compostos

moleculares

1 mol de Fórmulas Unitárias de

compostos iônicos

Massa Molar

A massa molar de um elemento é a massa por mol de seus

átomos; a massa molar de um composto molecular é a massa por mol de suas moléculas; a massa molar de um

composto iônico é a massa por mol de suas fórmulas unitárias. A unidade de massa molar em todos os casos é grama por mol (g. mol-1₎

O  MM = 16 g.mol-1

H₂SO₄  MM = 2 x 1 + 32 + 4 x 16 = 98 g.mol-1 Na₂SO₄  MM = 2 x 23 + 32 + 4 x 16 = 142 g. mol-1

Conhecendo a massa da amostra (m)

n = m/MM

n

_{de mols}

Massa molar

Elemento = m (massa de um átomo) x NA (constante de avogrado)

Massa por mol de um átomo

EXEMPLO (4): Em um dia, 5,4 kg de alumínio foram coletados de um lixo reciclável. Quantos mols de átomos de Al o lixo continha, dado que a massa molar do Al é 26,98 g. mol-1_?

Resposta: 200 mols de Al

EXEMPLO (5 ): Suponha que estamos preparando uma solução de permanganato de potássio, KMnO₄, e são necessários 0,10 mol de composto. Sabendo que a massa molar do permanganato de potássio é 158,04 g. mol -1_,

calcule a massa do KMnO4

Como calcular a massa a partir do número de mols?

Resposta: 16g

n = m/MM

Composição Percentual de Massa

A composição percentual ou porcentagem ponderal ou

porcentagem em massa de um elemento é a massa do

elemento expressa como uma porcentagem da massa total.

% composição = x 100massa do elemento massa total da amostra

Para saber a composição percentual de uma determinada amostra é necessário calcular a % para cada elemento.

EXEMPLO (7 ): Qual é a composição percentual da massa da testosterona, C19H28O2, um hormônio sexual masculino?

%C = 79,17% %H = 9,72% %O = 11,11% % composição = x 100massa do elemento

massa total da amostra

EXEMPLO (8 ): Por séculos, os aborígenes australianos usaram folhas de eucaliptos para dores de garganta e outras dores. O ingrediente ativo primário foi identificado com o nome de eucaliptol. A análise de uma amostra de eucaliptol de massa total de 3,16g deu sua composição como 2,46g de carbono, 0,373g de hidrogênio e 0,329g de Oxigênio. Determine as porcentagens em massa de carbono, hidrogênio e oxigênio no eucaliptol.

%C = 77,8% %H = 11,8% % composição = x 100

massa do elemento massa total da amostra

Determinação da Fórmula Empírica

A fórmula empírica (ou fórmula mínima) expressa a proporção mais simples de números inteiros entre os átomos de cada elementos de um composto.

EX: A fórmula molecular é = número de átomos real de cada elemento na molécula. A fórmula empírica da Glicose é CH2O,

átomos de carbono, hidrogênio e oxigênio estão presentes na razão 1:2:1

A fórmula empírica de um composto é determinada a partir da composição percentual de massa e da massa molar dos elementos presentes.

EXEMPLO (9): vamos supor que um laboratório analisou a vitamina C (massa de 100g) e relatou que a amostra tinha 40,9% de carbono, 4,58% de hidrogênio e 54,5% de oxigênio. Calcule a fórmula empírica para a vitamina C.

Resolução;

a) Calcule o número de mols para cada elemento presente na amostra;

b) Fórmula empírica deve ser expressa em números inteiros, assim divida cada número de mols pelo menor valor encontrado para o número de mols.

c) Se ainda não encontrar números inteiros deve-se multiplicar cada valor encontrado por um número (tentativa e erro) para que se encontre um valor mais próximo de um número inteiro que possa

ser arredondado). _{Resposta: C H O}

Determinação da Fórmula Molecular

Para compostos iônicos, a fórmula empírica é a fórmula unitária geralmente aceita.

Para compostos moleculares, os químicos preferem fórmulas moleculares, porque dão o número real de átomos de cada tipo presente na molécula.

Determinação da Fórmula Molecular

Em algumas situações, a fórmula empírica e a fórmula molecular são as mesmas.

Ex: NH₃; H₂O.

Em geral, os subscritos de uma fórmula molecular são múltiplos inteiros daqueles que aparecem na fórmula empírica.

Determinação da Fórmula Molecular

Por exemplo:

C₃H₄O₃

Massa molar da vitamina C = 176.12 g. mol-1 Fórmula molecular

Massa molar pode ser obtida (conhecida) Fórmula empírica

Determina-se a fórmula molecular

Massa molar da fórmula empírica= 88,06 g. mol-1

C₆H₈O₆

Número para multiplicar = 2

EXEMPLO (10 ): Um certo produto químico que causa severos danos à pele é composto de 44,2% de C, 43,5% de Cl, 9,82% de O, e 2,48% de H. Sabe-se que este composto tem massa molar 326 g.mol-1_{. Qual é a sua fórmula empírica e}

sua fórmula molecular?

C6H4Cl2O

FÓRMULAS QUÍMICAS/REAÇÃO QUÍMICA E

RELAÇÕES ESTEQUIOMÉTRICAS

Reação Química

Transformação de uma ou várias

substâncias em relação a seu estado

inicial, dando origem a compostos

diferentes, que apresentam outras

Lei da Conservação das Massas

Nenhuma quantidade de massa é criada ou

destruída em uma reação química

(1743 – 1794 )

Antoine Lavoisier 1774

Lei da conservação das massas Estabelece

m_reagentes = m_produtos

+

Lei da Conservação das Massas

C

+

O

_CO

12 g 32 g

44 g

=

44 g

Lei das Proporções Constantes

A Lei de Proust diz que toda substancia apresenta uma proporção constante, em massa, na sua composição e a proporção na qual as substâncias reagem e se formam é

CONSTANTE

Químico Francês Louis Proust

1797

Lei das Proporções Constantes

Observação

 Para cada reação, a massa dos reagentes é igual à massa do Produto

(Está de acordo com a Lei de Lavoisier)

hidrogênio + oxigênio água

4 g 32 g 36 g 1ª experiência: 2ª experiência: 2 g 16 g 18 g 1ª experiência: 2 g 16 g 1 g 8 g = massa de hidrogênio massa de oxigênio = 2ª experiência: 4 g 32 g 1 g 8 g = massa de hidrogênio massa de oxigênio = + +

QUALQUER QUE SEJA O MÉTODO DE OBTENÇÃO DE UMA SUBSTÂNCIA, ELA É SEMPRE FORMADA PELOS

Lei das Proporções Múltiplas

“As diferentes massas de um elemento, que reagem com a massa fixa de outro elemento para formar compostos distintos estão numa relação de números inteiros”.

Dalton

Comprovação da Lei

Lei das Proporções Múltiplas

hidrogênio + oxigênio água

4 g 64 g 68 g 4 g 32 g 36 g = hidrogênio + oxigênio 32 g 64 g 32 g 64 g : : 32 32 = 1 2 A proporção é de 1 : 2 Quando dois elementos reagem formando substâncias diferentes, se a massa de um dos dois permanecer constante, a massa do outro irá variar segundo valores múltiplos.

1ª experiência:

Reação Química Produtos Reagentes

Equação

Química

CH

+ O

CO

+ H

O

Informações adicionais: símbolos (g), (l), (s) e (aq)

CH

+ O

CO

+ H

O

2

H

₂

O

Componentes de uma Equação Química

Simbólica

Equação Química

Química

Desenvolvimento de calor

Exotérmica

Acontece com liberação de calor

Endotérmica

reação só ocorre com absorção de calor

Sentido

Reversível Irreversível

Se da simultaneamente nos dois sentidos.

Que ocorre em único sentido.

CaO + CO2 CaCO3 NaCl + AgNO3 AgCl + NaNO3

“libera calor” _{“recebe ou consume calor”}

Tipos de reações químicas

Reações de Síntese

Duas ou mais substância originam

somente uma como produto.

A + B => AB

H

+ S => H

S

C + O

=> CO

Reações de análise ou decomposição

Formam-se duas ou mais substâncias a partir

de uma outra única.

AB => A + B

NaCl => Na + ½ Cl

CaCO

=> CaO + CO

Reações de deslocamento ou simples troca:

Substância simples desloca um elemento de uma substância composta, originando outra substância simples e outra composta.

AB + C => CB + A

Quando a substância simples (C) é um metal, ela deverá ser mais reativa que A, para poder deslocá-lo.

Reatividade aumenta

Cs Li Rb K Ba Sr Ca Na Mg Be Al Mn Zn Cr Fe Co Ni Sn Pb H Sb As Bi Cu Ag Hg Pt Au

Um metal que vem antes desloca um que vem depois.

Reatividade ou eletronegatividade aumenta

F O N Cl Br I S C P

Quando a substância simples é um não metal, a reação ocorre se o não metal (C) for mais reativo (eletronegativo) que o não metal (B).

AB + C => CB + A

Reações de substituição ou dupla troca

Duas substâncias compostas são formadas a partir de outras duas. Substituem-se mutuamente cátions e ânions.

AB + CD => AD + CB

As reações de neutralização são exemplos característicos de rações de

dupla troca.

Balanceamento de Equações Químicas

elemento em ambos os lados da equação.

2. Para balancear temos que colocar o coeficiente estequiométrico antes dos símbolos

3. Coeficiente = 1 não é necessário escrever

H

O

2

átomos de hidrogênio e

1

de oxigênio

2

H

O

4

átomos de hidrogênio e

2

de oxigênio

Coeficiente Estequiométrico

1. Para ajustar uma equação química usamos apenas os

coeficientes estequiométricos;

2. Não se troca os subíndices;

Balanceamento de Equações Químicas

3. Os coeficientes usados no balanceamento de uma equação química devem ser sempre os menores números inteiros possíveis.

Método Por Tentativa

Começar com o elemento que aparecer apenas uma vez no lado dos reagentes e no lado dos produtos;

C₂H₆O + O_{2 CO} 2 + H2O C₂H₆O + O₂ 2CO₂ + 3H₂O C₂H₆O + 3O₂ 2CO₂ + 3H₂O Equação balanceada ! CaO + P₂O₅ Ca₃(PO₄)₂

Os elementos que estão entre parênteses são multiplicados por 2

Interpretação importante de uma

equação química:

2Na(s) + 2 H₂O(l) 2NaOH(aq) + H₂(g)

Quando quaisquer 2 átomos de sódio reagem com 2 moléculas de água, eles produzem 2 fórmulas unitárias de NaOH e 1 molécula de hidrogênio

Quando usarmos o número de Avogrado (quantidade de átomos) 6,0221 x 10 23

Quando quaisquer 2 mols átomos de sódio reagem com 2 mols

moléculas de água, eles produzem 2 mols fórmulas unitárias de NaOH e 1 mol molécula de hidrogênio.

E

xercício

1)

Faça o balanceamento das equações: