quí. ger. inor. qui0070 – química geral e inorgânica – 2021
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QUI0070 – Química Geral e Inorgânica – 2021.2
Prof. Miguel Angelo Fonseca de [email protected]
2° Semestre/2021 (período remoto)
I Tópico – Unidades, Balanceamento e Rendimento de Processos
1. Matéria, Energia, Unidades e Notação Científica;
2. Química e Medida (mol, massa molar e concentrações);
3. Compostos Moleculares e Iônicos;
4. Fórmulas Empíricas e Moleculares;
5. Cálculos Estequiométricos (balanceamento e reagente limitante);
6. Cálculo de Rendimento de Processos Químicos.
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Os Ramos da Química
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O campo da química organizou-se, tradicionalmente, em três ramos principais:
Química Orgânica, o estudo dos compostos de carbono;
Química Inorgânica, o estudo dos demais elementos e seus compostos; e
Físico-Química, o estudo dos princípios da Química.
Novas áreas foram se desenvolvendo à medida que mais informações foi sendo
adquirida, particularmente, devido aos avanços tecnológicos no último século.
Assim novas áreas especializadas foram se desenvolvendo, tais como:
Bioquímica, o estudo dos processos químicos em sistemas biológicos,
Química Analítica, o estudo de técnicas e métodos para identificar e quantificar as
substâncias.
Entre outras.
Química: Matéria e Energia
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Matéria é tudo que ocupa espaço e possui massa de repouso (ou massa
invariante). Tipicamente, a matéria inclui átomos, moléculas e outras tipos de
partículas que possuem massa.
A massa é dita por alguns como sendo a quantidade de matéria em um objeto e
volume é a quantidade de espaço ocupado por um objeto, mas esta definição
confunde massa com matéria, que não são a mesma coisa!
Estados de agregação da matéria:
Sólido: forma rígida da matéria;
Líquido: forma fluída da matéria, que tem superfície bem definida e toma a forma
do recipiente que o contém;
Gás: forma fluída da matéria que ocupa todo o espaço do recipiente que o contém.
Química: Matéria e Energia
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A ilustração ao lado sugere como os estados da
matéria podem ser distintos pelo arranjo e movimentos
dos seus átomos e/ou moléculas.
Sólido: as partículas têm um empacotamento compacto,
mas oscilam em torno de sua posição média (o aumento
da temperatura aumenta as oscilações);
Líquido: as partículas têm energia suficiente para
mover-se translacionalmente (não apresentam o padrão
organizacional do sólido);
Gás (vapor): as partículas movem-se quase
completamente livres (apresentam mais energia
translacional).
Sólido
Líquido
Gás
Matéria: Propriedades Físicas e Químicas
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As propriedades físicas são aquelas que não mudam a identidade de uma
substância (ou seja, podem ser observadas ou medidas): densidade, ponto de
fusão, cor, etc.
As propriedades químicas são aquelas que alteram a identidade de uma
substância (capacidade de transformação química): equilíbrio químico,
combustão, cor, etc.
As propriedades podem ser classificadas como intensivas (independente da
massa (m) da amostra) ou extensivas (dependem da massa da amostra).
Intensivas: temperatura (T), densidade (d), ponto de fusão, pressão (p), etc.
Extensivas: volume (V), energia (E), textura, calor, etc.
Densidade (d) é intensidade: a razão entre duas propriedades extensivas.
densidade=massavolume
⇒ d=mV
Unidades, Constantes e Conversão
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Massa, kg(kilograma)
Comprimento,m (metro)
Volume,L (litro)
Tempo,s (segundo)
Pressão,Pa (pascal)
Sistema Internacional(SI) de Unidades
Unidades, Constantes e Conversão
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Prefixos típicos do sistema internacional de unidades.
Notação Científica:
Então:
Relação:
PrefixoAbreviaçãoFator
Unidades, Constantes e Conversão
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Constantes Fundamentais
Constante de massa atômica
Constante de Avogrado
Constante de Boltzmann
Carga fundamental
Constante de Faraday
Constante dos gases
Massa do elétron
Massa do nêutron
Massa do próton
Constante de Planck
Constante de Rydberg
Velocidade da luz
Constante da gravidade
Permissividade do Vácuo
Nome Símbolo Valor
Evolução do modelo Atômico
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400 a.C. – Proposta de Demócrito – Concepção filosófica de uma
bolinha maciça.
1803 – Modelo de Dalton – Bolinha maciça indivisível.
1904 – Modelo de Thomson – Esfera “gelatinosa” com carga
positiva recheada de elétrons de carga negativa.
1911 – Modelo de Rutherford – Núcleo positivo rodeado por
elétrons (negativos) girando em órbitas circulares (sistema
planetário).
1913 – Modelo de Bohr – Idêntico ao anterior, mas com órbitas
quantizadas (energia e raio da órbita determinadas).
1926 – Modelo Atual – Os elétrons apresentam comportamento
dual partícula/onda e estão em orbitais (≠ órbitas).
O Primeiro Modelo Atômico: Dalton
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John Dalton (1803), modelo atômico baseado nas leis das combinações.
Os experimentos indicavam que parecia haver uma relação constante da
massa dos elementos na formação de compostos.
Lei de Lavosier: “num sistema isolado a massa total se conserva
independentemente das reações químicas (ou transformações físicas) que nele
se processam”.
A matéria é constituída por partículas indivisíveis que não se alteram
durante as reações átomos. Então, os átomos de cada elemento seriam
caracterizados pelas suas respectivas massas atômicas.
SoluçãoCaCl2 Solução
Na2SO4 CaSO4(s) + NaCl(aq)
Visão Moderna do Átomo
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Núcleo
“Nuvem”Eletrônica
95% de probabilidade
encontrar o elétron
A natureza física dos átomos passou a ser mais conhecida a partir de uma
série de experimentos realizados entre 1895 e 1915.
Talvez, a mais notável destas realizações foi experimento de espalhamento
de raios-α de Ernest Rutherford (1911), que estabeleceu que quase toda a
massa de um átomo está contido dentro de um núcleo que tem carga elétrica
positiva (prótons e nêutrons), cujo valor identifica cada elemento e é
conhecido como o número atômico do elemento.
Quase todo o volume de um átomo consiste
de espaço “vazio” no qual os elétrons residem.
A massa extremamente das partículas
subatômicas fazem com que elas apresentem
“natureza” quântica.
As Partículas Subatômicas Importantes para a Química
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Núcleo
“Nuvem”Eletrônica
95% de probabilidade
encontrar o elétron
O átomo consiste de uma esfera “oca” em
que quase toda a massa está contido dentro
de um núcleo com carga elétrica positiva
(junção das partículas subatômicas prótons e
nêutrons). A esfera “oca” refere-se a quase
todo o volume de um átomo consiste de
espaço vazio no qual os elétrons se situam.
Partícula Símbolo Carga* Massa (kg)
Elétron e‒ ‒1 9,109 10‒31
Próton p +1 1,673 10‒27
Nêutron n 0 1,675 10‒27
* As cargas são dadas como múltiplos de um próton, que no SI vale 1,602 10‒19 C
Imagine uma mosca no centro deste estádio. Essa mosca seria o “núcleo”.
O que Caracteriza cada Elemento da Tabela Periódica
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O núcleo se caracteriza pelo número
atômico e pelo número de massa.
Número Atômico (Z) = Número de
prótons no núcleo.
Número de Massa (A) = Número total de
prótons e nêutrons no núcleo.
✔ Para um elemento X, escreve-se:
Por definição, os átomos são eletricamente
neutros, ou seja, o número de prótons é
igual ao número de elétrons.
Numero de Massanúmero de prótons e nêutrons no núcleo do átomo
Numero de Atômiconúmero de prótons no núcleo do átomo
Símbolo AtômicoRepresentação química dos elementos
6 prótons6 nêutrons6 elétrons
Elemento Número de elétrons (Ne‒) = Número de prótons (Np)
Os Elementos Químicos
O que diferencia cada elemento da tabela periódica é o número de prótons
(dentro do núcleo) e o número de elétrons. Então para cada elemento Np = Ne‒.
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Número Atômico (Z)
Isótopos
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Isótopos: são átomos que têm o mesmo
número de prótons, mas com número de
nêutrons diferente. Como os isótopos tem
o mesmo número de prótons e elétrons,
eles têm praticamente as mesmas
propriedades físico-químicas.
Neônio-20 Neônio-21 Neônio-22
Elemento Símbolo Número Atômico, Z Número de Massa, A Abundância, %
HidrogênioDeutérioTrítioCarbono-12Carbono-13Oxigênio-16
Alguns Isótopos de Elementos Comuns
Núcleos do Neônio
A Massa de um Átomo
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A massa de um átomo pode ser calculada somando a
massa de todas as suas partículas elementares.
Por exemplo, a massa do átomo de 1H é 1,67 10‒27 kg
e a massa do átomo de 12C é 1,99 10‒26 kg.
Se soubermos a massa de um átomo podemos determinar a quantidade de
átomos em uma amostra de um elemento.
Exercício: Quantos átomos existem em uma amostra de carbono de 10,0 g?
Dica: para calcular o número de átomos de 12C numa amostra temos que
dividir a massa da amostra pela massa de 01 átomo de 12C.
Resposta:
Obs: tivemos que converter a massa da amostra na mesma unidade usada para a massa de 12C.
12C6 N6 P6 e‒
N=massa da amostramassa de 01 átomo
=1,00 x 10−2
1,99 x 10−26=5,03 x 1023
Unidade de Medida da Química: Mol e Massas MolaresQuí. Ger. Inor.
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Os químicos descrevem os números de átomos de uma amostra em termos
de uma unidade chamada “mol”. A definição de mol é análoga a “dúzia”.
Imaginemos que queremos demostrar que dúzia representa 12 unidades.
Mesmo sem contar podemos demonstrar que o numero de unidades que existe
em uma “dúzia” é 12. Para isto fazemos a relação entre a massa total da
“dúzia” e dividimos pelo massa da unidade que forma a dúzia.
Uma abordagem semelhante pode ser dada a definição de “mol”:
Definição de mol
1 mol de objetos contém um determinado
número de objetos igual ao número de átomos
existente em 12 g de carbono-12.
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É impossível contar o número de átomos existente em uma amostra!
A definição do número de partículas que representa um mol é dada de
forma inversa a “definição” de dúzia.
Por exemplo: a massa de um átomo de carbono-12 (12C) foi determinada por
espectrometria de massa, sendo 1,99256 x 10‒23 g. Isso significa que o número
de átomos em exatamente 12 g de 12C é:
A ordem de grandeza 1023 usado na definição de mol
é fundamental na prática pois necessariamente
implica em medidas factíveis da massa de amostras.Definição de mol
Númeor de átomos de12 C=12 g
1,99265 x 10−23 g=6,0221 x 1023
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A quantidade de átomos, íons, moléculas ou fórmulas unitárias de uma
amostra são expressas em mols.
O número mol (6,0221 x 1023) é chamada de constante de Avogadro, NA.
Se representarmos o número de objetos por N e a quantidade de substância
(em mol) por n, então está relação é escrita por: N = n NA
Cada amostra ao lado contém 1 mol:
32 g de enxofre (S);
201 g de mercúrio (Hg);
207 g de chumbo (Pb);
64 g de cobre (Cu);
12 g de carbono (C).
SC
HgPbCu
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Avaliação da massa molar média de um elemento.
Exercício: existem dois isótopos naturais do cloro, 35Cl e 37Cl. A massa de um
átomo de um átomo de 35C é 5,807 x 10–23 g e do 37Cl é 6,139 x 10–23 g. A
composição química natural típica de cloro é 75,77% do 35Cl e 24,23% do 37Cl.
Qual é a massa molar de uma amostra típica de cloro?
Dica: Calcule a massa média dos isotopos de cloro multiplicando pela
abundância isotópica. Obtenha, então, a massa molar multiplicando o
resultado pela constante de Avogadro.
Resposta: mc̄l=0,7577 x(5,807 x 10−23 g)+0,2423 x(6,139 x10−23 g )
mc̄l=(5,887 x 10−23 g)
MCl=mc̄l x N A=(5,887 x 10−23 g ) x(6,022 x 1023 mol−1)
MCl=35,45 g /mol
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Como identificar a massa molar (M) dos elementos químicos a partir da
tabela periódica?
Massa Molar (M)
Compostos Moleculares e Iônicos
Na prática o que usamos são os compostos químicos!
Os compostos são substâncias eletricamente neutras que consistem de dois
ou mais elementos diferentes presentes em uma razão constante.
Os compostos podem ser classificados como orgânicos e inorgânicos.
Os orgânicos contém compostos com C e H, enquanto que os inorgânicos
representa todo o resto da tabela periódica.
Outra forma de classificar os compostos químicos é identificando o tipo de
partícula (átomos, íons e/ou a combinação deles) que o compõem: moleculares
(e covalentes), iônicos, intermetálicos (ligas metálicas).
As moléculas são grupos de átomos (geralmente não metálicos) ligados
formam entidades químicas discretas. Os íons são átomos ou moléculas
carregas positiva ou negativamente.
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Moléculas e Compostos Moleculares
Compostos Moleculares são aqueles compostos que apresentam ligações
covalentes entre seus átomos.
A formula química de um composto representa sua composição em termos
de símbolos químicos.
Para compostos moleculares, a fórmula molecular mostra a relação entre o
número de átomos de cada tipo de elementos que estão presentes em cada uma
molécula do composto.
A fórmula molecular da Testosterona é
C19H28O2
Geralmente os químicos representam as moléculas
pelas fórmulas estruturais (que indica como os
átomos estão ligados)
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Testosterona
Fórmula Estrutural
Moléculas e Compostos Moleculares
Representações das estruturas
moleculares.
(a) – Modelo de bolas;
(b) – Modelo de bolas e palitos;
(c) – Modelo de varetas;
(d) e (e) – Superfície de isodensidade,
ideia “real” da forma da molécula;
(f) – Superfície de potencial
eletrostático, indica as regiões “rica”
(vermelho) e “deficientes” (azul) em
elétrons da molécula.
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Molécula do Etanol
Compostos Iônicos
Os composto iônicos são formados por íons, em que, quase sempre, os cátions
são derivados dos elementos metálicos e os ânions dos não-metálicos. A fórmula
química de um composto iônico mostra a razão entre o número de átomos de
cada elemento da fórmula unitária.
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Compostos IônicosNaClAgClCaO
CaCO3
FeSO4
Al2(SO
4)
3
Cátions Comuns
Ânions Comuns
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A massa molar de um composto é a soma das massas molares dos elementos
que constituem a molécula ou a fórmula unitária.
Por exemplo, qual a massa molar do composto iônico Al2(SO4)3?
A massa molar é importante quando queremos
saber o número de átomos de uma amostra.
Na prática os químicos não determinam o
número de partículas a partir da massa, mas
quase sempre estimam a massa (pesando em
balanças) e se necessário convertem em mol.
Mesma massa (Nº átomos diferentes)
Massas diferentes (Nº de átomos iguais)
M Al 2(S O 4)3=2 M Al+3 MS+12 MO
M Al 2(S O 4)3=2 (26,98 g /mol)+3(32,06 g /mol )+12(16,00 g /mol)
M Al 2(S O 4)3=342,14 g /mol
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Calcular a massa a partir do nº de mols (n) de uma amostra.
Exercício: Estamos preparando uma solução de permanganato de potássio
(KMnO4), para qual são necessários 0,10 mol. Quantos gramas (m) de KMnO
4
precisamos medir na balança?
Dica: para achar a massa de KMnO4 que corresponde a 0,10 mol, nós
devemos usar a relação n = m/M m = nM
Resposta: M KMnO4=M K+M Mn+4 MO
M KMnO4=(39,10 g /mol)+(54,94 g /mol )+ 4(16,00 g /mol)
M KMnO4=158,04 g /mol
m=nMm=0,10 mol x 158,04 g /molm=16 g
Determinação das Fórmulas Químicas Quí. Ger. Inor.
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✔ Muitas drogas novas são descobertas com o estudo das propriedades de
compostos extraídos do reino animal e, principalmente, vegetal.
✔ Após a extração, e a comprovação da atividade biológica, torna-se necessário
sintetizar. No entanto, para sintetizar precisa-se identificar a fórmula e
estrutura molecular do composto.
✔ A fórmula empírica (molecular) mostra o número relativo (real) de átomos
de cada elemento do composto.
Por exemplo para a α-glicose
Fórmula empírica: CH2O
Fórmula molecular: C6H12O6
✔ Perceba que a fórmula molecular são unidades da
fórmula empírica. α-glicose
Determinação das Fórmulas Químicas: Composição Percentual Quí. Ger. Inor.
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✔ A determinar da fórmula empírica de um composto é baseada na massa
relativa de cada elemento presente na amostra.
✔ A composição percentual em massa é obtida pelo cálculo da fração da massa
de cada elemento pela massa total do composto. O resultado é expresso em %.
Exercício: por séculos, os aborígenes australianos usaram folha de eucalipto para aliviar dor de garganta. O principio ativo rebebeu o nome de eucaliptol. A análise de 3,16 g de eucaliptol rendeu a seguinte composição em massa: 2,46 g de C, 0,373 g de H e 0,329 g de O. Determine a porcentagem em massa de H, C e O?
Resposta:
Porcentagem de massa do elemento A=massa de Ana amostramassa total da amostra
x 100%
%P de C=2,46 g3,16 g
x 100
%P de C=77,8
%P de H=0,373 g3,16 g
x 100
%P de H=11,8
%P de O=0,329 g3,16 g
x100
%P de O=10,4%
% %
%
%
%
Determinação das Fórmulas Químicas: Composição Percentual Quí. Ger. Inor.
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✔ A fórmula empírica de um composto pode ser determinada a partir da
composição percentual da massa e da massa molar dos elementos presentes.
Exercício: a composição percentual da massa de um composto que atua na
coagulação do sangue é 76,71% de C, 7,02% de H e 16,27% de N. Determine
sua fórmula empírica.
Dica: suponha 100 g do composto; converta cada % em massa no número de
mols de cada elemento dividindo pela massa molar respectiva; divida o
número de mols de cada elemento pelo número menor; caso o resultado incluir
números fracionados, multiplique-os por uma fator de correção que dê o
conjunto de menores números inteiros de mols.
Resposta:
(1) 100 g do composto 76,71 g de C, 7,02 g de H e 16,27 g de N.
Determinação das Fórmulas Químicas: Composição Percentual Quí. Ger. Inor.
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Continuando com a resposta:
(2) convertendo a massa em nº de mols (n)
(3) dividindo cada quantidade pelo menor número
(4) multiplicando por um fator de correção (x 2)
A razão molar 11:12:2 → C:H:N
Portanto a formula empírica do composto: C11
H12
N2
nC=mC
MC
=76,71 g12,01 g /mol
nC=6,387 mol
nH=mH
M H
=7,02 g1,0079 g /mol
nH=6,96 mol
nN=mN
M N
=16,27 g14,01 g /mol
nN=1,161 mol
C=nC
nN
=6,387 mol1,161 mol
C=5,5 mol
H=nH
nN
=6,96 mol1,161 mol
H=5,99mol
N=nN
nN
=1,161 mol1,161 mol
N=1 mol
Determinação das Fórmulas Químicas: Composição Percentual Quí. Ger. Inor.
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✔ A fórmula molecular de um composto é obtida determinando-se quantas
fórmulas empíricas unitárias são necessárias para atingir a massa molar do
composto medida (geralmente por espectrometria de massas).
Exercício: A vitamina C tem a M = 176,12 g/mol. Sabendo que a fórmula
empírica é C3H
4O
3, qual é a fórmula molecular da vitamina C?
Dica: determinar a massa molar da fórmula empírica e dividir pela massa
molecular do composto para determinar o nº de fórmulas unitárias.
Resposta:
Concluímos que a fórmula molecular da vit. C é C6H
8O
6
MVitC=3 M C+4 M H+3 MO=3(12,01 g /mol )+4(1,0079 g /mol)+3(16,00 g /mol )MVitC=88,06 g /molMVitC medida do composto
MVitC da fórmula empírica=
176,14 g /mol88,06 g /mol
=2
Misturas e SoluçõesQuí. Ger. Inor.
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✔ Muitas vezes, os materiais são feitos nem de elementos puros nem de
compostos puros, mas da mistura de várias deles. Muitos dos compostos que
aparecem na natureza aparecem na forma de misturas. Portanto, os químicos
necessitam quantificar a composição das misturas.
✔ As misturam são classificadas como homogêneas e heterogêneas.
Heterogêneas → é possível reconhecer as diferentes fases do material a olho nu.
Homogêneas → as substâncias simples estão tão dispersas que a composição é a
mesma em toda a amostra (observa-se uma única fase).
Homogêneos
Heterogêneos
SoluçõesQuí. Ger. Inor.
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✔ As misturas homogêneas são chamadas de soluções. Muitas dos materiais
que nos cercam são soluções (leite, guaraná, água do mar, entre outras).
✔ É possível fazermos soluções para isto precisamos dissolver um soluto
(substância dissolvida) num solvente (substância que dissolve). Quase sempre,
o solvente está em maior quantidade quando comparado ao soluto.
✔ Normalmente o solvente determina o estado físico da solução.
✔ Um tipo de solução bastante usual são as soluções aquosas mas, existem
também as soluções sólidas, como bronze, que é uma solução de Cu em Zn.
Soluções Aquosas
Solução Sólida
Soluções: MolaridadeQuí. Ger. Inor.
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✔ A concentração molar, c, de um soluto em solução, usualmente chamada de
molaridade do soluto, é a quantidade de moléculas do soluto ou fórmulas
unitárias (em mols) dividida pelo volume da solução (em litros)
✔ As unidades de molaridade são mols por litros (mol L‒1) usualmente é
representada por M (molar) (≠ massa molar, M):
Passos para a
preparação de
uma solução.
Molaridade=quantidade do solutovolume da solução
ou c=nV
mol / L
Soluções: MolaridadeQuí. Ger. Inor.
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✔ Exemplos de Cálculo:
(1) Exercício: suponha que dissolvemos 10,0 g de sacarose (C12
H22
O11
) até
completar 200 mL de solução. Qual a molaridade das moléculas de sacarose na
solução? Msacarose
= 342 g/mol.
(1) Resposta:
(2) Exercício: você precisa preparar 250 mL de uma solução de CuSO4 com c
= 0,0380 mol/L. Entretanto, você dispõe do CuSO4•5(H
2O). Que massa de
CuSO4•5(H
2O) você precisa pesar?
(2) Resposta:
c=nV
=mMV
=
(10 g
342 g /mol)
(2001000
L)= 0,146 mol / L
M CuSO4 .5 H 2 O=(63,55+ 32,06+ 9 x 16+ 10 x 1,0079) g /mol= 249,689 g /mol
mCuSO4 .5 H 2 O=(0,0380 mol / L) x (246,689 g / mol) x (250 / 1000 L)= 2,37 g
c=nV
=mMV
⇒ m=cMV
Soluções: DiluiçãoQuí. Ger. Inor.
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✔ Uma prática comum em química é armazenar uma solução na forma
concentrada, chamada de solução estoque, e então, diluí-la quando necessita-se
de uma solução menos concentrada.
✔ Quando uma solução é diluída o número total de mols
do soluto não muda, mas a sua concentração varia.
ninicial
= nfinal
n1 = n
2 c
1V
1 = C
2V
2
Exercício: precisamos preparar 250 mL de uma solução de 1,5 x 10–3 mol/L
de NaOH(aq) a partir de uma solução 0,038 mol/L. Que volume da solução
estoque devemos usar?
Resposta: c1V
1 = C
2V
2 0,038 mol/L x V
1 = 250 mL x 1,5 x 10–3 mol/L
V1 = 9,87 mL
Antes da Diluição
Após a Diluição
Equações Químicas: Representações das Reações QuímicasQuí. Ger. Inor.
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✔ Reação química é um processo de transformação, isto é, a conversão de uma
ou mais substâncias em outras.
✔ Os compostos iniciais são chamados de reagentes e as substâncias que são
formadas são chamadas de produtos.
Uma reação química é representada por:
A(ef) + 2B(ef) → AB(ef) + B(ef) em que ef representa o estado físico
das substâncias em reação
✔ Classificação geral (básica) dos tipos de reações químicas:
Síntese ou adição AB + C → ABC
Decomposição AB → A + B
Simples Troca (deslocamento) AB + C → AC + B
Dupla Troca (substituição) AB + CD → AC + BD
Equações Químicas: Representações das Reações QuímicasQuí. Ger. Inor.
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✔ As reações químicas são geralmente representadas a partir de uma equação
esqueleto, que mostra o essencial da reação em termos de fórmulas químicas.
✔ Como já foi discutido, os processos reacionais químicos conservam a massa
(lei da conservação da massa).
✔ Para dar conta das mudanças quantitativas (conservando a massa) que
ocorrem numa reação química a equação química necessita ser balanceada
pelos coeficientes estequiométricos, que mostram números relativos dos
reagentes e produtos que tomam parte na reação.
Por exemplo:
Na(s) + H2O(l) → NaOH(aq) + H2(g) não balanceada
2Na(s) + 2H2O(l) → 2NaOH(aq) + H2(g) balanceada
Estado físico: (s) → sólido, (l) → líquido, (g) → gás, e (aq) → aquoso
Reações Clássicas na Química
✔ Processos reacionais (clássicos em Química) que ocorrem em água.
Reação de precipitação
Reação de ácido-base (neutralização)
Reação redox
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HCl(aq) + NaOH(aq) → NaCl(aq) + H2O(l)
2KI(aq) + Pb(NO3)2(aq) → PbI2(s) + K2NO3(aq)
Cu(s) + 2AgNO3(aq) → 2Ag(s) + Cu(NO3)2(aq)
Precipitação Ácido-base Redox
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Cálculos Estequiométricos: Rendimento Teórico
✔ A estimativa ideal da quantidade de produto(s) produzida em uma reação parte
do princípio que na reação química todos dos reagentes reagiram completamente.
✔ Entretanto vários fatores podem afetar a completitude de uma reação: (i) reações
paralelas; (ii) medições sem que as reações tenham se completado; (iii) reações que
atingem equilíbrio químico; (iv) manipulações no laboratório; e (v) entre outros.
✔ Do ponto de vista prático, o rendimento percentual reacional é uma quantidade
importante para quantificar o quanto uma dada reação é eficiente na conversão
dos reagentes nos produtos.
✔ O rendimento teórico refere-se a quantidade máxima de produto(s) que poderia
ser obtida levando-se em consideração que todo o(s) reagente(s) se converteu, já o
rendimento real refere-se o quantidade obtidas de produto(s) nos experimentos.
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Rendimento Percentual=Rendimento RealRendimento Teórico
x 100 %
Cálculos Estequiométricos: Rendimento TeóricoQuí. Ger. Inor.
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Exercício: no teste de um motor de automóvel para acompanhar a combustão de
1,00 L de octano (702 g), obteve-se 1,84 kg de CO2. Qual o rendimento percentual da
formação do CO2? Octano (C
8H
8) → M = 114,2 g/mol e CO
2 → M = 44,01 g/mol
Resposta:
(1) C8H
8(l) + O
2(g) → CO
2(g) + H
2O(g) 2C
8H
8(l) + 25O
2(g) → 16CO
2(g) + 18H
2O(g)
(2) Estequiometria: 2(C8H
8) → 16(CO
2) 1(C
8H
8) → 8(CO
2)
(3) Rendimento teórico:
(4) Rendimento percentual = (1,84 kg / 2,16 kg) x 100% = 85,2%
estequiometria(2) (16)
mC8 H 8→(1)nC8 H 8
→(8)nCO2→mCO2
mC8 H 8=702 g⇒ nC8 H 8
=702 g114,2 g /mol
=6,15 mol⇒ nCO2=8 x 6,15 mol=49,18 mol
⇒mCO2=49,18 mol x 44,01 g /mol=2164 g=2,16 kg
balanceada?
Cálculos Estequiométricos: Reagente LimitanteQuí. Ger. Inor.
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✔ O reagente limitante de uma reação é o reagente que está em quantidade
menor segundo a relação estequiométrica entre os reagentes.
✔ O reagente limitante é o que determina o rendimento máximo do produto de
uma reação.
Exercício: O carbeto de cálcio (CaC2) reage com água para formar hidróxido
de cálcio e o gás inflamável acetileno (C2H
2). (a) Qual é o reagente limitante
quando 100 g de água reagem com 100 g de CaC2? (b) Que massa de acetileno
pode ser produzida? (c) que massa de reagente permanece em excesso, depois
que a reação se completa?
Resposta:
(1) Balancear: CaC2(s) + 2H
2O(l) → CaOH(aq) + C
2H
2(g)
estequiometria(1)(2)
(1)
Cálculos Estequiométricos: Reagente LimitanteQuí. Ger. Inor.
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(2) Reagente Limitante:
(3) Massa de C2H
2 produzida: 1(CaC
2) → 1(C
2H
2)
(4) Quantidade de H2O em excesso:
Concluímos que: (a) o CaC2 é o reagente limitante; (b) será produzido 40,6 g
de C2H
2; e (c) restará 43,8 g de H
2O.
mCaC2→(1)nCaC2
→(2)nH 2O
mCaC2=100 g⇒ nCaO2
=100 g64,10 g /mol
=1,56 mol⇒ nH 2O=2 x1,56 mol=3,12mol
nH2 O=100 g18,02 g /mol
=5,55molConcluímos que H
2O está em excesso e
CaC2 é o reagente limitante
(1)nCaC2→(1)nC2 H 2
→mC2 H2
mC2 H 2=1,56 mol x 26,04 g /mol=40,6 g
nH2 O=5,55mol−3,12mol=2,43mol
mH 2 O=2,43 mol x 18,02 g /mol=43,8 g