Química e Muito Mais

2012-06-25T11:00:00.000-07:00

Equilíbrio Químico: pH e pOH

Na água ocorre o fenômeno de auto-ionização em baixa extensão:

H₂O + H₂O = H₃O¹⁺ + OH^1-

A representação da constante de equilíbrio para o processo seria:

K = [H₃O¹⁺] [OH^1-] / [H₂O] [H₂O]

K [H₂O]² = [H₃O¹⁺] [OH^1-]

Como a concentração de H₂O é constante, pode ser incorporada a K, originando K_w. O K_w é conhecido como produto iônico da água e é dado por:

K_w = [H₃O¹⁺] [OH^1-]

O seu valor varia com a temperatura. A 25ºC ele é igual a 10^-14. Em outras palavras,

K_w = [H₃O¹⁺] [OH^1-] = [H¹⁺] [OH^1-] = 10^-14

Daí se conclui que na água pura a 25ºC

[H¹⁺] = [OH^1-] = 10^-⁷

Este equilíbrio iônico faz com que sempre produto iônico da água seja respeitado. Se adicionarmos íons H¹⁺ na água pura, a concentração do íon OH^1- se reduz para manter a constância do produto iônico. Se adicionarmos íons OH^1- na água pura, a concentração do íon H¹⁺ se reduz pelo mesmo motivo.

A acidez ou basicidade de uma solução depende do predomínio do íon H¹⁺ ou OH^1- . Uma maneira bastante prática de expressar a acidez ou basicidade de uma solução é a chamada escala de pH. Esta varia de 0 a 14. O ponto médio, pH = 7, representa o meio neutro ([H¹⁺] = [OH^1-]). Para os valores menores que 7, temos o intervalo das soluções ácidas. Nele quanto mais próximo de zero, mais elevado o caráter ácido da solução([H¹⁺] > [OH^1-]). Para os valores maiores que 7, temos o intervalo das soluções básicas. Nele quanto mais próximo de 14, mais elevado o caráter básico da solução([H¹⁺] < [OH^1-]).

O pH de uma solução pode ser definido a partir da concentração molar de íons H3O¹⁺ ou H¹⁺

[H¹⁺] = 10^-pH

soluções ácidas	soluções neutras	soluções básicas
pH < 7 [H₃O¹⁺]> 10^-7 mol/L[OH¹^-] < 10^-7 mol/L	pH = 7 [H₃O¹⁺]= 10^-7 mol/L[OH¹^-] = 10^-7 mol/L	pH > 7 [H₃O¹⁺]< 10^-7 mol/L[OH¹^-] > 10^-7 mol/L

As definições de pH e pOH são dadas por:

pH = log (1/[H¹⁺]) => pH = - log [H¹⁺]

pOH = log (1/[OH^1-]) => pH = - log [OH^1-]

Como

[H¹⁺] [OH^1-] = 10^-14

log [H¹⁺] + log [OH^1-] = log 10^-14

log [H¹⁺] + log [OH^1-] = -14

- log [H¹⁺] - log [OH^1-] = 14

pH + pOH = 14

[H¹⁺] = 0,001M = 10^-3M
pH = 3
como a soma de pH e pOH sempre dá 14 (25°C), temos que
pOH = 11
[OH^1-] = 10^-11

[OH^1-] = 0,01 = 10^-²M

pOH = 2

como a soma de pH e pOH sempre dá 14 (25°C), temos que

pH = 12

[H¹⁺] = 10^-12M

Generalizando,

[H¹⁺] = 10^-n

pH = n

[OH1-] = 10^-14/10^-n= 10^{(-14 - n)}

pOH = 14 - n

Exemplo 1

(ESPM) Um proprietário de terras resolveu construir tanques de pesca. Escavou a terra, encheu o tanque de água e colocou algumas espécies de peixes. Após algum tempo, observou a contragosto que alguns peixes morreram. Levando uma amostra da água para análise, foi constatado que a água estava muito ácida e a concentração de íons H₃O¹⁺ era igual a 10^-5mol/L. Dado o pH de sobrevivência de algumas espécies de peixe (abaixo desse pH os peixes morrem), responda quais espécies poderão sobreviver neste tanque.

peixe	pH de sobrevivência
trutas	5,2
carpas	5,4
piabas	4,5

pH = - log [H₃O¹⁺]

como [H₃O¹⁺] = 10^-5M

pH = - log 10^-5

pH = - (-5) log 10

como log 10 = 1

pH = 5

As trutas suportam pH até 5,2 e as carpas até 5,4. Estes dois tipos de peixe morreriam nas condições do tanque. Como as piabas podem sobreviver até em pH = 4,5 , elas sobreviveriam.

Exemplo 2

(FUVEST) Ao tomar dois copos de água, uma pessoa diluiu seu suco gástrico (solução contendo ácido clorídrico), de pH = 1, de 50 para 500mL. Qual será o pH da solução resultante logo após a ingestão da água?

a) 0

b) 2

c) 4

d) 6

e) 10

pH = 1

temos que através de [H₃O¹⁺] = 10^-pH

[H₃O¹⁺] = 10^-1 M

como a diluição foi de um volume de 50 para um de 500mL, a diminuição na concentração de H₃O¹⁺ foi de 10 vezes. A concentração caiu de 10^-1M para 10^-2M.

[H₃O¹⁺] = 10^-2 M

pH = - log [H₃O¹⁺]

pH = - log 10^-2

pH = - (-2) log 10

como log 10 = 1

pH = 2 e a alternativa correta é a b.

2012-06-25T02:30:00.000-07:00

Hidrólise salina

A dissolução de sais em água pode originar soluções ácidas, básicas ou neutras. Este fenômeno é conhecido por hidrólise. A hidrólise de um sal é a reação entre seu cátion ou seu ânion ou, de ambos com as moléculas da água.

Sais de ácidos fracos e bases fortes: só o ânion do sal se hidrolisa, ocorre liberação de íons OH^1- e a solução resultante será básica.

KCN_(s) => K¹⁺ + CN^1- + HOH => K¹⁺ + OH^1- + HCN

Na₂CO_3(s) => 2 Na¹⁺ + CO₃^2- + 2 HOH => 2 Na¹⁺ + 2 OH^1- + H₂CO₃

Sais de ácidos fortes e bases fracas: só o cátion do sal se hidrolisa, ocorre liberação de íons H¹⁺ e a solução resultante será ácida.

NH₄Cl_(s) => NH₄¹⁺ + Cl^1- + HOH => Cl^1- + H¹⁺ + NH₄OH

AgNO_3(s) => Ag¹⁺ + NO₃^1- + HOH => NO₃^1- + H¹⁺ + AgOH

Sais de ácidos fracos e bases fracas: ocorre hidrólise do cátion e do ânion. A solução resultante será ácida se o ácido formado apresentar constante de ionização mais alta que a da base. A solução resultante será básica se a base apresentar constante de ionização mais alta que a do ácido. A solução resultante será neutra se as constantes de ionização do ácido e da base forem equivalentes.

K_a > K_b pH ligeiramente menor que 7 (ácido)

K_a < K_b pH ligeiramente maior que 7 (básico)

NH₄ CN => NH₄¹⁺ + CN^1- + HOH => NH₄OH + HCN

HCN => H¹⁺ + CN^1- K_a _, _HCN = 5 x 10^-10

NH₄OH => NH₄¹⁺ + OH^1- K_b _, _NH4OH = 2 x 10^-5

Como a constante de ionização da base fraca é mais alta que a do ácido fraco, a solução será levemente básica.

Sais de ácidos fortes e bases fortes: Não ocorre hidrólise, pois ambos os íons gerados na dissolução do sal, mesmo reagindo com a água formariam os ácido e base forte originais, que se dissociam fortemente. A solução resultante é neutra (pH = 7).

NaCl_(s) => Na¹⁺ + Cl^1- + HOH

Exemplo 1

(UEL - PR) Solução aquosa ácida é obtida quando se dissolve em água o sal:

a) NaHCO₃

b) Na₂SO₄

c) K₂CO₃

d) LiCl

e) NH₄Cl

Resolução

Uma solução ácida será obtida quando o sal utilizado na dissolução tiver íon positivo oriundo de base fraca e íon negativo oriundo de ácido forte. A alternativa correta é a e .

NH₄Cl_(s) => NH₄¹⁺ + Cl^1- + HOH => NH₄OH + H¹⁺ + Cl^1-

Exemplo 2

(Fuvest - SP) Carbonato de sódio, quando colocado em água, a 25°C, se dissolve:

Na₂CO_3(s) + HOH_(l) = HCO₃^1-_(aq) + 2 Na¹⁺ + X

O X e o pH da solução resultante devem ser:

a) CO₂; maior que 7

b) OH^1-_(aq); maior que 7

c) H¹⁺_(aq); igual a 7

d) CO₂; igual a 7

e) OH^1-_(aq); menor que 7

O íon CO₃^2- é oriundo de ácido fraco e quando reage com a água forma o HCO₃^1-, liberando o íon OH^1- da molécula de água. A solução fica básica (pH maior que 7). O X da equação química é o íon OH^1-. A alternativa correta é a b .

2012-06-24T11:00:00.000-07:00

Equilíbrio Químico: Constante de equilíbrio

Uma reação química reversível se processa nos sentidos direto e inverso. No início só existem os reagentes. Após o início da reação direta (v₁), passa então a ocorrer a reação inversa (v₂), convertendo produtos novamente em reagentes.

No início, a concentração de reagentes é máxima e por isso a velocidade da sua conversão (desaparição) é alta no início da reação e tende a diminuir com o tempo. Com os produtos, a situação é inversa. Sua concentração inicial é nula e tende a aumentar com o tempo. Depois de algum tempo as concentrações não se alteram mais pois o sistema entra em equilíbrio. A partir do instante em que o equilíbrio é atingido v₁ = v₂.

A equação da velocidade para o processo direto será: V₁ = k₁[A]^a[B]^b

A equação da velocidade para o processo inverso será: V₂ = k₂[M]^m[N]ⁿ

Como no equilíbrio V₁ = V₂, temos

k₁[A]^a[B]^b = k₂[M]^m[N]ⁿ

Então, isolando os valores de k₁ e k₂, e substituindo k₁/k₂ por K_c, temos

K_c é a constante de equilíbrio para o sistema em função da concentração de reagentes e produtos depois que o equilíbrio é atingido.

Para equilíbrios gasosos, a constante de equilíbrio para a reação pode ser dada em função das pressões parciais dos gases participantes. Neste caso temos K_p.

Para equilíbrios heterogêneos, a concentração do reagente sólido permanece constante durante a reação e por isso não aparece na expressão do equilíbrio.

CaCO_3(s) = CaO_(s) + CO_2(g)

Kc = [CO₂] e Kp = (pCO₂)

O valor da constante de equilíbrio nos dá uma dimensão das concentrações de produtos e reagente quando o equilíbrio é alcançado:

Se K_c ou K_p > 1 a concentração de produtos predomina sobre a de reagentes.

Se K_c ou K_p < 1 a concentração de reagentes predomina sobre a de produtos.

Se K_c ou K_p = 1 as concentrações de produtos e reagentes são iguais.

O valor da constante de equilíbrio só depende da temperatura e não da concentração ou pressões das espécies participantes.

Exemplo 1

(UFU - MG) Numa das etapas da obtenção industrial do ácido sulfúrico ocorre a transformação do dióxido em trióxido de enxofre, de acordo com:

2 SO_2(g) + 1 O_2(g) => 2 SO_3(g)

Medindo-se as concentrações dos componentes da reação à temperatura constante em função do tempo, obtém-se o seguinte gráfico.

a) As curvas A, B e C pertencem a qual componente da reação? Justifique.

A curva A pertence ao produto, pois sua concentração é nula no início e aumenta com o passar do tempo.

A curvas B e C pertencem aos reagentes, pois duas concentrações não são nulas no início e decrescem com o passar do tempo. A curva C corresponde ao SO₂, pois para cada molécula de O₂ consumida são utilizadas 2 do SO₂.

b) O que acontece no tempo t₁?

A partir do tempo t₁ as velocidades das reações direta e inversa são iguais e as concentrações não mais se alteram. A partir deste tempo o sistema entra em equilíbrio.

c) Calcule o valor aproximado de K_c para a reação.

K_c = [SO₃]² / [SO₂]² . [O₂]

K_c = (0,5)² / (0,35)² . (0,15)

K_c = 0,25 / 0,1225 . 0,15

K_c = 0,25 / 0,0184

Kc = 13,6 L/mol

O valor da constante é maior que 1, ocorre predomínio dos produtos na condição de equilíbrio.

2012-06-24T02:30:00.000-07:00

Equilíbrio Químico: Deslocamento do equilíbrio

Quando um sistema é deslocado do seu equilíbrio, este se desloca no sentido de anular a ação que causou o deslocamento. (Princípio de Le Chatelier)

ação sobre o equilíbrio	reação do sistema
adição de reagente	favorece a formação do produto
adição de produto	favorece a formação de reagente (reação inversa)
retirada de reagente	favorece a formação de reagente (reação inversa)
retirada de produto	favorece a formação do produto
aumento da pressão (sistemas gasosos)	favorece a reação no sentido de redução do volume(lado com menor número de mols)
diminuição da pressão (sistemas gasosos)	favorece a reação no sentido do aumento do volume(lado com maior número de mols)
aumento da temperatura	favorece sentido endotérmico
redução da temperatura	favorece sentido exotérmico

Exemplo1

(PUC - Campinas) Na equação química não balanceada

C₆H₁₂O_6(s) + NO₃^1-_(aq) + H₃O¹⁺ = CO₂(g) + 2H₂O_(l) N_2(g)

representa a reação que ocorre em solos pouco aerados e envolve a redução de nitrato a nitrogênio, em meio ácido, na presença de carboidrato. O fenômeno conhecido por desnitrificação, prejudica a fixação de NO₃^1-_(aq) pelas plantas. É possível aumentar a concentração do NO₃^1-_(aq) no equilíbrio adicionando-se no solo, espécie química capaz de:

a) liberar íons OH^1-

b) liberar íons H₃O¹⁺_(aq)

c) absorver CO_2(g)

d) reagir com N_2(g)

e) consumir H₂O_(l)

A alternativa correta é a alternativa a, pois a adição de íons OH^1- consome os íons H₃O¹⁺. Como seriam consumidos íons presentes no lado dos reagentes, a reação inversa vai ser favorecida para repor os íons H₃O¹⁺ consumidos.

Exemplo 2

(UFBA) Com relação às reações reversíveis, ao conceito de equilíbrio químico a aos fatores que o afetam, é correto afirmar:

a) Para o equilíbrio

PCl_3(g) + Cl_2(g) = PCl_5(g)

uma redução no volume do recipiente desloca o equilíbrio no sentido da reação direta (formação do PCl_5(g)).

b) Uma reação química cessa após o estabelecimento do equilíbrio, pois as concentrações molares de reagentes e produtos permanecem constantes.

c) Para o equilíbrio

H_2(g) + CO_2(g) = H₂O_(g) + CO_(g) H = +41KJ

um aumento da temperatura provocará um aumento da concentração de H_2(g) e CO_2(g).

c) Uma reação atinge o equilíbrio quando a velocidade de formação dos produtos é maior que a velocidade da reação inversa.

d) Os reagentes se transformam totalmente em produtos quando uma reação atinge o equilíbrio.

e) Se a constante de equilíbrio para a reação:

CO_(g) + Cl_2(g) = COCl_2(g)

a 100ºC é K_c = 4,6 x 10⁹ (mol/L), após o equilíbrio ser estabelecido, em um sistema fechado, as concentrações de Cl_2(g) e de CO_(g) serão muito pequenas.

alternativa a: verdadeira

Uma redução do volume implicaria no favorecimento do sentido da reação em que ocorre contração no volume, ou seja, redução no número de mols. Temos 2 mols no lado dos reagentes e somente 1 no lado dos produtos.

alternativa b: falsa

No equilíbrio, a reação não cessa. O que ocorre é que as velocidades dos processos direto e inverso ocorrem com mesma velocidade e por isso as concentrações de reagentes e produtos não se alteram.

alternativa c: falsa

O sentido direto da reação é endotérmico e o sentido inverso é exotérmico. Um aumento da temperatura favorece o sentido endotérmico, ou seja, o de formação H₂O_(g) e CO_(g).

alternativa d: falsa

Uma reação atinge o equilíbrio quando as velocidades dos processos direto e inverso forem iguais.

alternativa e: falsa

Os reagentes não se transformam totalmente em produtos no equilíbrio. Reagentes e produtos coexistem no equilíbrio e suas concentrações não se alteram.

alternativa f: verdadeira

Valor elevado para a constante de equilíbrio indica que a formação dos produtos será muito favorecida. Isso indica que as concentrações de Cl_2(g) e CO_(g) serão realmente muito baixas, pois são reagentes.

2012-06-23T14:30:00.000-07:00

Cinética Química: influência sobre a velocidade de reação

Número de ligações a serem rompidas e formadas

Reações entre compostos inorgânicos geralmente envolvem poucas ligações, resultando em velocidades de reação elevadas. Reações entre compostos orgânicos geralmente envolvem diversas ligações e orientação bastante específica, o que torna tais reações lentas.

Superfície de contato

Quanto mais alta a área de exposição dos reagentes, mais alta a velocidade.

partículas dissolvidas pó fios lâminas barras

<========

aumenta a superfície de contato

Pressão

Para reagentes gasosos, o aumento da pressão provoca o aumento da superfície de contato pois aumenta o número de moléculas reagentes por unidade de volume. Isso tem por consequência o aumento da velocidade. A pressão não tem efeito sobre reagentes sólidos ou em solução.

n moléculas

pressão p₁

n moléculas

pressão p₂ > p₁

Temperatura

O aumento da temperatura acarreta aumento da energia cinética média das moléculas e consequentemente aumenta o número de colisões entre elas. Aumento do número de colisões acarreta aumento na velocidade de reação.

Concentração dos reagentes

O número de colisões é proporcional ao número de moléculas reagentes por unidade de volume. Existe probabilidade mais alta de ocorrer colisão.

Presença de catalisador

O catalisador fornece um caminho alternativo para a ocorrência da reação com energia de ativação mais baixa.

2012-06-23T11:00:00.000-07:00

Cinética Química: energia de ativação

A ocorrência de uma reação química está obrigatoriamente relacionada com o contato entre as moléculas reagentes e a uma energia mínima necessária. Esta energia mínima para a ocorrência da reação é chamada de energia de ativação. A formação dos produtos a partir dos reagentes é um processo gradual em que as ligações dos reagentes são quebradas em paralelo com a formação das ligações dos produtos. Este estado intermediário em que algumas ligações estão semi-quebradas e outras semi-formadas é conhecido como complexo ativado. Outra exigência para a formação do complexo ativado é que as moléculas reagentes colidam com orientação favorável à formação do mesmo. Colisões com energia e orientação adequadas à formação do complexo ativado são chamadas de colisões efetivas. Estes são os princípios básicos da Teoria da Colisão.

Dada a seguinte reação ...

H₂ + I₂ ® 2 HI

verifique na tabela abaixo, na primeira linha uma orientação que leva a uma colisão não efetiva e na segunda linha uma que leva a uma colisão efetiva.

reagentes	complexo ativado	produtos
H - H ® ¬ I - I	não se forma	não se formam
H I \| ® ¬ \| H I	H)))))I \| \| H)))))I	2 H I

Nem todas as colisões são efetivas, no entanto, todas em que o complexo ativado é alcançado levam à formação dos produtos.

Complexo ativado é uma estrutura intermediária entre os reagentes e os produtos, com ligações intermediárias entre as dos reagentes e as dos produtos.

A energia de ativação da reação corresponde à energia necessária para que a reação se efetive menos a energia dos reagentes. Quanto mais baixa for a energia de ativação de uma reação, mais elevada será a velocidade da mesma.

Uma reação é chamada de exotérmica quando fornece para o meio uma energia mais alta que a necessária para se atingir o complexo ativado.

Quando uma reação é endotérmica, ela fornece para o meio uma energia mais baixa que a necessária para se atingir o complexo ativado.

Catalisadores são substâncias que diminuem a energia de ativação para uma dada reação, sem alterar o DH da da mesma. Os catalisadores não se alteram durante as reações. Naautocatálise, um dos produtos da reação atua como catalisador, no início a reação é lenta mas com a formação deste a velocidade vai aumentando gradativamente.

Na catálise homogênea, catalisador e reagentes se encontram na mesma fase. Na catálise heterogênea, catalisador e reagentes se encontram em fases diferentes. As enzimas são catalisadores que atuam em reações biológicas e geralmente são bastante específicas e apresentam temperatura ótima de atuação por volta de 37ºC.

Exemplo 1

(Unicamp) Observe os diagramas 1 e 2 representativos de uma mesma reação química.

Para cada curva do diagrama 1 há uma curva correspondente no diagrama 2. Quais curvas representam a reação na presença de um catalisador? Explique.

A presença do catalisador faz com que a energia de ativação diminua e a velocidade de reação aumente.

No diagrama 1, a curva que apresenta maior variação da concentração dos produtos por unidade de tempo é a B. Esta curva é em presença de catalisador

No diagrama 2, a curva que apresenta menor energia de ativação é a C. Esta curva é em presença de catalisador.

Exemplo 2

(U.F. Uberlândia) Em relação ao gráfico de energia em função do caminho de uma reação química hipotética, determine o que significa cada um dos aspectos numerados no gráfico da energia em função do caminho da reação. Calcule a variação de entalpia da reação.

(1) entalpia dos reagentes

(2) energia do complexo ativado

(3) complexo ativado

(4) entalpia dos produtos

(5) variação de entalpia ou DH da reação = 25 - 13 = 12 KJ/mol

Exemplo 3

(FAFI - MG) No diagrama abaixo, qual o valor da energia de ativação correspondente (em Kcal) ?

A energia ou entalpia dos reagentes corresponde ao tempo zero no caminho da reação: 110 Kcal

A energia do complexo ativado corresponde ao ponto mais alto do gráfico: 150 Kcal

E _ativação = 150 - 110 = 40 Kcal

2012-06-22T15:30:00.000-07:00

Cinética Química: velocidade de reação

Cinética é a parte da Química que se ocupa do estudo das velocidades das reações do diversos tipos de reação e dos fatores que a influenciam. Dada a seguinte equação genérica:

a A + b B ® c C + d D

A velocidade da reação pode ser calculada em função do consumo de qualquer dos reagentes ou da formação de qualquer um dos produtos. Como a concentração dos reagentes diminui com o passar da reação, a velocidade em função dos mesmos tem sinal negativo. Como os produtos tem sua concentração aumentada com o passar da reação, a velocidade em função dos mesmos tem sinal positivo.

V_média _{de consumo de A} = - d[A] / dt

V_média _{de consumo de B} = - d[B] / dt

V_média _{de formação de C} = d[C] / dt

V_média _{de formação de D} = d[D] / dt

Dividindo a velocidade pelo devido coeficiente de cada um dos participantes da reação e multiplicando as velocidades negativas por -1 e simplificando o d de derivada por D de variação, obtemos a expressão para a velocidade média da reação.

v_média _{da reação} =

D[A]
———
a·Dt

D[B]
———
b·Dt

D[C]
———
c·Dt

D[D]
———
d·Dt

Exemplo 1

(UFRN) O processo Harber é um importante processo industrial para produzir amônia, conforme a reação:

1 N_2(g) + 3 H_2(g) ® 2 NH_3(g)

Colocados num reator, nitrogênio e hidrogênio, obtiveram-se os seguintes dados em minutos e concentração em mols/litro:

Dt (min.)	[ N₂ ]	[ H₂ ]	[ NH₃ ]
0	0,50	1,50	-
10	0,45	1,35	0,10

Calculando-se a velocidade em função de NH₃, N₂ e H₂ e a velocidade média da reação, quais seriam os valores determinados?

velocidade da reação em função do NH₃

V = D[ NH₃ ] / Dt

V = 0,10 - 0 / 10 - 0

V = 0,10 / 10 = 0,010 mol/L.min que é a velocidade em relação ao NH₃ (formação: sinal +)

velocidade da reação em função do N₂

V = D[ N₂ ] / Dt

V = 0,45 - 0,50 / 10 - 0

V = - 0,05 / 10 = 0,005 mol/L.min que é a velocidade em relação ao N₂ (consumo: sinal -)

velocidade da reação em função do H₂

V = D[ H₂ ] / Dt

V = 1,35 - 1,50 / 10 - 0

V = - 0,155 / 10 = 0,015 mol/L.min que é a velocidade em relação ao H₂ (consumo: sinal -)

velocidade média da reação

considerando sinal negativo para velocidade de consumo e dividindo-se cada velocidade pelo coeficiente da substância na reação...

V = -D[ N₂ ] / 1 Dt = -D[ H₂ ] / 3 Dt = D[ NH₃ ] / 2 Dt

desconsiderando os sinais negativos...

V _média = 0,005 / 1 = 0,015 / 3 = 0,010 / 2

V _média = 0,005 mol/ L.min que é a velocidade média da reação

Exemplo 2

(PUC - PR) A revelação de uma imagem fotográfica em um filme é um processo controlado pela cinética química da redução do halogeneto de prata por um revelador. A tabela abaixo mostra o tempo de revelação de um determinado filme, usando um revelador D-76.

nº de mols do revelador	tempo de revelação (min.)
24	6
22	7
21	8
20	9
18	10

Qual a velocidade média da revelação, no intervalo de tempo de 7 a 10 minutos ?

Como o problema não dá o volume da solução, a velocidade deve ser calculada em função da diminuição do número de moles do revelador.

V _média = Dn / Dt

V _média = 18 - 22 / 10 - 7

V _média = - 4 / 3

V _média = - 1,33 mol de revelador / minuto velocidade negativa: consumo de mols do revelador

2012-06-21T12:56:00.000-07:00

Termoquímica - calor de reação

Termoquímica é a parte da Química que trata das trocas de calor que acompanham as reações. As reações químicas podem ser:

Exotérmicas: quando a reação ocorre com liberação de calor (de exo: para fora).

calor sai

reação química exotérmica

Endotérmicas: quando a reação ocorre com absorção de calor (de endo: para dentro).

calor entra

reação química endotérmica

Toda substância possui uma quantidade de energia armazenada nas suas ligações. Quando a energia contida nos reagentes é maior que a contida nos produtos, temos uma reação exotérmica pois ocorre liberação de energia. Quando a energia contida nos reagentes é menor que a contida nos produtos, temos uma reação endotérmica pois ocorre absorção de energia. Essa energia contida nas substâncias recebe o nome de entalpia (H). A variação de entalpia para uma dada reação química é dada por

ΔH = H_P - H_R

onde

H_P é a soma das entalpias dos produtos,

H_R é a soma das entalpias dos reagentes.

Quando a reação se realiza a pressão constante o ΔH é chamado de calor de reação. Em Termoquímica é usual se expressar as variações de energia nas reações através de quilocalorias (Kcal). A quilocaloria é mil vezes o valor de uma caloria. Uma caloria corresponde a quantidade de calor necessária para se elevar de 14,5ºC para 15,5ºC a temperatura de 1g de água. Outra unidade usual em Termoquímica é o Joule (J). Uma caloria equivale a 4,18 J.

Nas reações exotérmicas, ΔH_R > ΔH_P e por isso ΔH é negativo (ΔH_P - ΔH_R= -).

Nas reações endotérmicas, ΔH_R < ΔH_P e por isso ΔH é positivo (ΔH_P - ΔH_R= +).

Como o valor do ΔH varia com a pressão, temperatura, variedade alotrópica e estado físico, estes devem vir especificados na equação termoquímica.

H_2(g) + ½ O_2(g) —> H₂O_(l) ΔH= -68,3 Kcal/mol, 25ºC, 1 atm

Quando uma reação termoquíca não informar os valores de temperatura e pressão, subentende-se que a mesma se realize a 25ºC (ou 298 K) , 1 atm e forma alotrópica e estado físico mais usuais do elemento ou composto. Esta condição é definida como padrão em Termoquímica.

Para uma mesma substância:

H _sólido < H _líquido < H _vapor

Pois devemos adicionar energia ao sistema para que as moléculas ou agregados iônicos possam ter alguma liberdade e passar do estado sólido para o líquido. Da mesma forma devemos adicionar energia ao sistema para que as moléculas ou agregados iônicos possam se afastar ainda mais umas das outras, indo do estado líquido para o gasoso.

A forma alotrópica mais estável de uma substância é aquela que apresenta menor energia e a esta é atribuído valor de entalpia igual a zero (H = 0). É costumeiro se indicar entalpia em condição padrão por ΔH⁰. Assim, para as formas alotrópicas do elemento químico carbono, temos...

grafite: H⁰ = zero (pois é a forma mais estável)

diamante: ΔH⁰ > zero (pois possui mais energia que a forma grafite)

Entalpia ou calor padrão de formação de uma substância (ΔH⁰_f)

É a variação de entalpia ou quantidade de calor absorvido ou liberado na formação de um mol de uma determinada substância, a partir das substâncias simples correspondentes, todas elas no estado padrão.

A equação abaixo representa a formação do CO₂ a partir de suas substâncias simples mais estáveis. Como a reação se desenvolve sob as condições padrão, este calor pode ser chamado de calor padrão de formação do CO₂.

C_grafite + O_2(g) —> CO_2(g) ΔH = -94,1 Kcal/mol

As equações abaixo representam formação do CO₂ . A primeira a partir do carbono sob a forma de diamante, que não é a forma mais estável do carbono. A segunda mostra a formação do CO₂ utilizando o CO como ponto de partida. Os calores desenvolvidos durante estas reações não podem ser chamados de calor padrão de reação de formação do CO₂.

C_diamante + O_2(g) —> CO_2(g) ΔH = -94,5 Kcal/mol

CO_(g) + ½O_2(g) —> CO_2(g) ΔH = -67,7 Kcal/mol

Entalpia ou calor de combustão de uma substância

É a variação de entalpia ou quantidade de calor liberado durante a combustão total de 1 mol da substância, com todas as substâncias no estado padrão.

No caso de substâncias orgânicas, considera-se combustão total sempre que os únicos produtos sejam CO₂ e H₂O. As reações de combustão são exotérmicas e seus valores de ΔH são sempre negativos. Para o etano temos ...

C₂H₆(g) + 7/2 O₂(g) —> 2 CO₂(g) + 3 H₂O(l) ΔH = -373 Kcal/mol

Entalpia de solução de uma substância

É a variação de entalpia que acontece durante a dissolução de um mol de uma dada substância numa determinada quantidade de solvente, originando uma concentração específica, geralmente diluição infinita.

Em uma solução infinitamente diluída a adição de mais solvente não provoca efeito térmico apreciável. Dados para o H₂SO₄ ...

número de moles de H₂O	calor de solução em Kcal/mol a 25ºC
infinito	- 22,99
5000	- 20,18
1000	- 18,78
200	- 17,91
100	- 17,68
50	- 17,53
25	- 17,28
10	- 16,02

Entalpia de neutralização

É a variação de entalpia que ocorre durante a neutralização de um mol de íons H¹⁺ com um mol de íons OH^1-, ambos em soluções diluídas.

Para reações entre ácidos e bases fortes o calor é constante, devido ao fato de a reação ser sempre a mesma.

H¹⁺ + OH^1- => H₂O ΔH = - 13,8 Kcal

Na¹⁺_(aq) + OH^1-_(aq) + H¹⁺_(aq) + Cl^1-_(aq) => Na¹⁺_(aq) + Cl^1-_(aq) + H₂O_(liq)

ΔH = - 13,8 Kcal

Em neutralizações envolvendo a base, o ácido ou ambos fracos, o valor referente à neutralização será menor. Isso acontece porque parte da energia é necessária para dissociar uma fração das moléculas.

Energia de ligação

Energia necessária para o rompimento de um mol de ligações entre um dado par de átomos, no estado gasoso.

Molécula de H₂ (H - H)

H_2(g) => 2 H_(g) ΔH = +102 Kcal/mol

Em moléculas como O₂ e N₂, em que ocorrem respectivamente ligação dupla e tripla. O valor de ΔH obtido se refere ao calor necessário para quebrar um mol de ligações duplas e triplas, respectivamente. Em moléculas como o CH₄, que apresenta quatro ligações simples iguais, divide-se o valor do calor gasto para quebrar todas as ligações de um mol de moléculas e obtém-se o valor relativo a um mol de ligações C - H.

Exemplo 1

(UFSC)

Dadas as variações de entalpia de formação para as substâncias:

CH_4(g) - 17,9 Kcal/mol

CO_2(g) - 94,0 Kcal/mol

H₂O_(l) - 68,3 Kcal/mol

Calcule a entalpia da reação de combustão do metano.

1 CH_4(g) + 2 O_2(g) => 1 CO_2(g) + 2 H₂O_(l)

ΔH_reaçao = Σ ΔH_produtos - Σ ΔH_reagentes

ΔH_reaçao = [(1. -94,0) + (2. -68,3)] - [(1. -17,9) - (2. 0)] (o calor de formação do O_2(g) = 0)

ΔH_reaçao = - 212,7 Kcal

Exemplo 2

(Unicamp)

Por "energia de ligação" entende-se a variação de entalpia, ΔH, necessária para quebrar um mol de uma dada ligação. Esse processo é sempre endotérmico, ΔH > 0. Assim, no processo representado pela equação:

CH_4(g) => 1 C_(g) + 4 H_(g) ΔH = + 1663 KJ/mol

são quebrados 4 mols de ligações C - H, sendo a energia de ligação, portanto, 416 KJ/mol.

Sabendo-se que no processo:

C₂H_6(g) => 2C_(g) + 6H_(g) ΔH = + 2826 KJ/mol

são quebradas ligações C - C e C - H, qual o valor da energia da ligação C - C?

O C2H6 possui 6 ligações C - H e uma ligação C - C.

ΔH = (energia quebra das ligações C - H) + (energia quebra da ligação C - C)

como o ΔH da reação é conhecido e a energia para a quebra de uma ligação C - H ...

+2826 = 6 . 416 + ΔH_{ligação C-C}

ΔH_{ligação C-C} = +2826 - 2496

ΔH_{ligação C-C} = 330KJ/mol

2012-06-20T17:30:00.000-07:00

Mistura de soluções com reação

Neste tipo de mistura, deve-se, através da reação química envolvida e dos números de mols dos participantes em cada solução, calcular-se

* a quantidade de mols de produtos formados

* a quantidade de mols de reagentes que possam ter permanecido sem reagir (excesso).

Conhecendo-se o volume final (que é a soma dos volumes das soluções participantes), pode-se calcular a concentração dos solutos participantes da solução final.

Exemplo 1

Determinar a massa de sal formado pela mistura 2 L de uma solução de HCl 2 mols/L com 1 L de outra solução de NaOH 1,5 mols/L.

A reação que ocorre é de neutralização...

NaOH + HCl => NaCl + H₂O

40 g 36,5 g 58,5 g 18 g

Calculando as quantidades de mols dos solutos de cada uma das soluções, multiplicando a concentração pelo volume...

solução de NaOH

C . V = 1,5 . 1 = 1,5 mols

solução de HCl

C . V = 2 . 2 = 4 mols

Considerando que a reação ocorre na proporção de 1 mol de NaOH e 1 mol de HCl para originar 1 mol de NaCl, o NaOH será o reagente limitante e teremos na solução final ...

0 mols de NaOH (limitante)

2,5 mols de HCl (excesso)

1,5 mols de NaCl (produto)

V = 1 L + 2 L = 3 L

Calculando a concentração de HCl na solução final

C_(mol/L) = n / V = 2,5 /3 = 0,83 mol/L

1 mol => 36,5 g

0,83 mol => x

x = 30,3 g/L

Calculando a concentração de NaCl na solução final

C_(mol/L) = n / V = 1,5 /3 = 0,5 mol/L

1 mol => 58,5 g

0,5 mol => x

x = 29,2 g/L

Exemplo 2

(Fuvest) Misturam-se 50 mL de solução aquosa 0,10 mol/L de ácido sulfúrico com 50 mL de solução aquosa 0,40 mol/L de hidróxido de sódio. Completada a reação:

a) O meio estará básico ou ácido? Justifique.

b) Qual é a concentração em mol/L, do ácido ou da base remanescente? Indique os cálculos.

H₂SO₄ + 2 NaOH => Na₂SO₄ + 2 H₂O

98 g 80 g 142 g 36 g

Cálculo do número de mols dos solutos nas soluções...

solução de H₂SO₄

C . V = 0,10 . 0,05 = 0,005 mols

Corrigindo a concentração considerando os dois hidrogênios ionizáveis do ácido sulfúrico...0,01 mols.

solução de NaOH

C . V = 0,40 . 0,05 = 0,02 mols

Teremos na solução final:

0 mols de H₂SO₄ (limitante)

0,01 mols de NaOH (excesso)

0,01 mols de Na₂SO₄ (produto)

V = 0,05 + 0,05 = 0,1 L

A solução será básica pois temos um excesso de 0,01 mols desta com relação ao ácido.

Calculando a concentração da base remanescente...

C(mol/L) = 0,01 mol / 0,1 L = 0,1 mol/L

2012-06-20T11:00:00.000-07:00

Mistura de soluções sem reação

Este tipo de mistura pode ocorrer entre soluções de solutos iguais ou diferentes.

No caso de solutos iguais, a quantidade total deste na solução final é igual à soma das quantidades contidas nas soluções de partida.

Para o caso de soluções com concentração em mols/L...

n₁'

n₁''

n₁' + n₁''

O número de mols na primeira solução é igual a n₁' = M' . V'

O número de mols na segunda solução é igual a n₁'' = M'' . V''

O número de mols na solução resultante da mistura é igual a (n₁' + n₁'') = M . V

Ou seja,

M'.V' + M''.V'' = M . V

Este resultado pode ser estendido para soluções com concentração expressa em g/L e em título.

C' . V' + C'' . V'' = C . V

T' . m' + T'' . m'' = T . m

Exemplo 1

Qual a concentração de uma solução obtida pela mistura de 500mL de solução de HCl 1 mol/L com 1500mL de solução 2 mols/L do mesmo soluto?

500mL = 0,5L

1500mL = 1,5L

M' . V' + M'' . V'' = M . V

1 . 0,5 + 2 . 1,5 = M . 2

0,5 + 3 = M . 2

M = 3,5 / 2

M = 1,75 mols/L

O caso de misturas de soluções com solutos diferentes e que não reagem equivale a uma diluição de ambos.

Exemplo 2

Dada a mistura das duas soluções abaixo, qual a concentração final de cada um dos solutos?

1L de solução 2 mols/L de KCl

3L de solução 2 mos/L de NaNO₃

Considerando os volumes aditivos, o volume final será 3 + 1 = 4L

Para a solução de KCl

M . V = M' . V'

2 . 1 = M' . 4

M' = 2 / 4

M' = 0,5 mol/L

Para a solução de NaNO₃

M . V = M' . V'

3 . 2 = M' . 4

M' = 6 / 4

M' = 1,5 mol/L

2012-06-20T10:42:00.000-07:00

Diluição e concentração de soluções

Diluir significa aumentar a participação do solvente na solução, diminuindo assim a do soluto.

Concentrar significa aumentar a participação do soluto na solução, diminuindo assim a do solvente.

A diluição é efetivada através da adição de solvente e a concentração, pela sua retirada. Tanto na diluição, quanto na concentração, a quantidade do soluto permanece inalterada.

Para soluções com concentração em g/L, a quantidade m₁ permanece inalterada.

m₁

solvente

sol. diluída

m₁

na solução inicial C = m₁ / V , daí, a massa de soluto será m₁ = C . V

na solução solução final C' = m₁ / V' , daí a massa de soluto será m₁ = C' . V'

como a massa de soluto não se altera, m_{1 antes} será igual a m_{1 depois}...

C . V = C' . V'

Para concentrações em mols/L ou molar, a quantidade de mols do soluto não se altera com a diluição e pode ser demonstrado, de maneira análoga, que...

M . V = M' . V'

O mesmo raciocínio pode ser estendido para a concentração normal e o título...

M . V = M' . V'

T . m = T' . m'

Exemplo 1

Calcule a concentração molar de uma solução de KCl, sabendo que ao se diluir 500mL desta solução para um volume final de 750mL, a concentração final passa a ser de 2 mols/L ?

500mL = 0,5 L

1500mL = 1,5 L

M . V = M' . V^'

M₁ . 0,5 = 2 . 0,75

M₁ = 1,5 / 0,5

M₁ = 3 mols / L

Exemplo 2

Um volume de 500mL de uma solução aquosa de cloreto de cálcio 0,3 mol/L é diluída até um volume final de 1500mL. Qual a concentração final da solução? Quais as concentrações dos íons Ca²⁺ e Cl^1- na solução final? Considere dissociação total.

500mL = 0,5 L

1500mL = 1,5 L

M . V = M' . V^'

0,3 . 0,5 = M' . 1,5

M' = 0,15 / 1,5

M' = 0,1 mol / L

Dada a dissociação do CaCl₂

CaCl₂ => Ca²⁺ + 2 Cl^1-

Como são gerados um íon Ca²⁺ e dois íons Cl^1- a partir de cada unidade de CaCl₂ ...

[CaCl₂] = 0,1 M

[Ca²⁺] = 0,1 M

[Cl¹⁺] = 2 . 0,1 M = 0,2 M

Exemplo 3

(Cesgranrio) Juntam-se 10 mL de solução 3 mol/L de H₂SO₄ com 0,245 g do mesmo ácido e água, até que seja atingido o volume de 65 mL. A concentração da solução resultante será:

a) 5 mol/L

b) 0,5 mol/L

c) 2 mol/L

d) 0,2 mol/L

e) 0,1 mol/L

Resolução

solução 3 mol/L => 294 g H₂SO₄ => 1000 mL

solução 3 mol/L => 2,94 g H₂SO₄ => 10 mL

Somando a massa contida nos 10 mL com a adicionada temos...

2,94 + 0,245 = 3,185 g de H₂SO₄

Como o mol do H₂SO₄ vale 98 g, podemos calcular o número de mols...

n = 3,185/ 98 = 0,0325 mols

Calculando a concentração...

C_(mol/L) = 0,0325/ 0,065 = 0,5 mol/L

A alternativa correta é a b.

Exemplo 4

(OSEC) Foram preparados 100 mL de uma solução contendo 1 mol de KCl. Em seguida, foram tomados 50 mL dessa solução e acrescidos 450 mL de água. concentração da solução em mols/L será de:

a) 0,1 mol/L

b) 0,2 mol/L

c) 0,5 mol/L

d) 1 mol/L

e) 10 mol/L

Resolução

Calculando a concentração da solução inicial...

C_(mol/L) = 1 mol / 0,1 L = 10 mols/L

Calculando a diluição...

C₁ V₁ = C₂ V₂

10 . 50 = C₂ . 500

C₂ = 1 mol/L

A alternativa correta é a d.

Exemplo 5

(FAAP) Calcule a massa de NaCl que deve ser adicionada a 100 g de solução aquosa de NaCl a 5% em peso, de modo a torná-la de concentração 20% em peso?

Resolução

A solução inicial tem 100 g de massa total e a participação do NaCl é de 5% (5 g).

Adicionando-se uma massa x de NaCl, este passará a representar 20% da massa total, ou seja...

5 + x = 20% de (100 + x) , ou seja...

5 + x = 0,2.(100 + x)

5 + x = 20 + 0,2x

0,8 x = 15

x = 15 / 0,8 = 18,75 g

2012-06-19T10:35:00.001-07:00

Concentração normal

Também conhecida como normalidade, indica a relação entre o número de equivalentes-grama do soluto e o volume da solução em litros.

N = e₁ / V

onde

N é a concentração normal

e₁ é o número de equivalentes-grama do soluto

V é o volume da solução em litros

Exemplo 1

Qual a massa de H₂SO₄ necessária para produzir 2 L de solução 2 normal?

o H₂SO₄ tem 2 H ionizáveis

N = e₁ / V

2 = e₁ / 2

e₁ = 2 . 2 = 4 equivalentes-grama de H₂SO₄

cálculo do equivalente-grama do H₂SO₄ = (2 + 32 + 64) / 2 = 98 / 2 = 49g

1 equivalente-grama de H₂SO₄ -------------- 49g

4 equivalentes-grama de H₂SO₄ -------------- x g

x = 49 . 4 / 1= 196g de H₂SO₄

Exemplo 2

Qual a massa de Na₂CO₃ contida em 100mL de solução 0,5 N?

1 L ---------- 1000 mL

x L --------- 100 mL

x = 0,1 L de solução

cálculo do equivalente-grama do Na₂CO₃ = (46 + 12 + 48) / 2 = 106 / 2 = 53g

solução 1 N tem 1 equivalente-grama dissolvido em 1 L = 53 g de Na₂CO₃

solução 0,5 N tem 0,5 equivalente-grama dissolvido em 1 L = 26,5 g de Na₂CO₃

1 L -------- 26,5 g de Na₂CO₃

0,1L ------- x g de Na₂CO₃

x = 0,1 . 26,5 / 1 = 2,65g de Na₂CO₃

2012-06-19T10:31:00.000-07:00

Cálculo de equivalentes-grama

A noção de equivalente-grama nasceu no final do século XVIII, com Richter. Naquela época não se conheciam as fórmulas mas sabía-se que, por exemplo, que uma mesma quantidade de uma base era neutralizada por quantidades diferentes de vários ácidos. Qualquer das massas da esquerda pode neutralizar qualquer uma da direita.

40g de NaOH 36,5g de HCl

56g de KOH 63g de HNO₃

58g de Mg(OH)₂ 49g de H₂SO₄

Numa reação química, reagem quantidades equivalentes de substâncias. Estas massas quimicamente equivalentes são conhecidas como equivalentes-grama (E) e sua unidade é g/eq. O equivalente grama é a massa de uma substância que, durante uma reação química movimenta um mol de cargas positivas ou negativas, ou ainda

- produz ou reage com 8g de gás oxigênio (O₂), 5,6 L nas CNTP.

- produz ou reage com 1g de gás hidrogênio (H₂), 11,2 L nas CNTP.

Equivalente-grama de um ácido

É a massa que, por dissociação, produz um mol de íons H¹⁺.

E_ácido = massa molecular / nº de H ionizáveis

ácido	massa molecular	nº H ionizáveis	Equivalente-grama
HCl	36,5	1	36,5
H₂SO₄	98	2	49
H₃PO₄	98	3	32,7
H₃PO₃	82	2	41

Equivalente-grama de uma base

É a massa que, por dissociação, produz um mol de íons OH^1-.

E_base = massa molecular / nº de OH^1-

base	massa molecular	número de OH^1-	Equivalente-grama
NaOH	40	1	40
Ca(OH)₂	74	2	37
Al(OH)₃	78	3	26

Equivalente-grama de um sal

É a massa que, por dissociação, libera um mol de cargas positivas e negativas.

E_sal = massa molecular / nº de cargas positivas ou negativas

sal / dissociação	massa molecular	Equivalente-grama
KCl => K¹⁺ + Cl^1-	74,5	74,5
CaSO₄ => Ca²⁺ + SO₄^2-	136	68
Fe₂(SO₄)₃ => 2 Fe³⁺ + 3 SO₄^2-	400	66,7

Equivalente grama de um elemento

É a massa que ao se transformar em íon, recebe ou fornece um mol de elétrons.

E_elemento = massa atômica / nº de elétrons na formação do íon

elemento / ionização	massa molar	Equivalente-grama
Na => Na¹⁺	23	23
Fe => Fe²⁺	56	28
Fe => Fe³⁺	56	18,7

Pode-se calcular o número de equivalentes-grama presentes numa dada massa m de amostra.

e = m / E

onde
m é a massa da amostra em gramas
E é o equivalente-grama da substância
e é o número de equivalentes-grama contidos na amostra

massa e substância	característica	E	e
300g de CaCl₂	2 cargas + e 2 - (sal)	111 / 2 = 55,5	300 / 55,5 = 5,4
200g de H₂SO₄	2 H ionizáveis (ácido)	98 / 2 = 49	200 / 49 = 4,1

Exemplo 1

A dissociação total de 11g de uma certa base forneceu 0,4 mol de íons OH^1-. Qual o equivalente-grama da base?

O equivalente-grama de uma base é a massa da mesma que fornece 1 mol de íons OH^1-.

11g ------------ 0,4 mol de OH^1-
xg ------------ 1 mol de OH^1-
x = 11 . 1 / 0,4 = 27,5g = equivalente-grama da base
Exemplo 2
Que massa de Na₂CO₃ reage totalmente com 343g de H₂SO₄?

cálculo do equivalente-grama do H₂SO₄ = (2 + 32 + 64) / 2 = 49g
cálculo do nº de equivalentes de H₂SO₄ contido na amostra = 343 / 49 = 7 equivalentes-grama
serão usados na reação também 7 equivalentes-grama de Na₂CO₃
cálculo do equivalente-grama do Na₂CO₃ = (46 + 12 + 48) / 2 = 53g
1 equivalente-grama de Na₂CO₃ ------------ 53g
7 equivalentes-grama de Na₂CO₃ ------------ x g
x = 53 . 7 / 1 = 371g de Na₂CO₃

2012-06-19T10:20:00.001-07:00

Concentração molal

Indica a quantidade de mols do soluto (n₁) dissolvidos em 1 quilo de solvente (m₂).

ω = n₁ / m₂

Exemplo 1

Qual a massa de MgCl₂ necessária para se obter solução 0,5 mol/Kg se utilizando 700g de solvente?

700g = 0,7Kg massa molar do MgCl₂ = 24 + 71 = 95g

ω = n₁ / m₂

0,5 = n₁ / 0,7

n₁ = 0,35 mol de MgCl₂

1 mol de MgCl₂ ---------- 95g

0,35 mol de MgCl₂ ------ x

x = 33,25g de MgCl₂

Exemplo 2

Dissolvem-se 150g de H₂SO₄ em 200g de H₂O. Qual a molalidade da solução resultante?

massa molar H₂SO₄ = 2 + 32 + 64 = 98g 200g = 0,2Kg

150 / 98 = 1,53 mols de H₂SO₄

ω = n₁ / m₂

ω = 1,53 / 0,2

ω = 7,6 mol/Kg

2012-06-19T10:18:00.001-07:00

Concentração molar

Indica a razão entre o número de mols do soluto (n₁) e o volume, em litros, da solução.

M = n₁ / V = m₁ / M₁ . V

onde

M é a concentração em mols por litro ou quantidade de matéria

M₁ é a massa molar do soluto

Exemplo 1

Qual a concentração em quantidade de matéria de uma solução produzida pela dissolução de 100g de HNO₃ em 1500mL de volume final?

massa molar HNO₃ = 1 + 14 + 48 = 63g 1500mL = 1,5 L

número de mols de HNO₃ n₁ = 100 / 63 = 1,59 mols

M = n₁ / V = 1,59 / 1,5 = 1,06 mol/L

Exemplo 2

Quantos gramas de NaCl são necessários para produzir 2 litros de solução 1,5 mol/L?

M = n₁ / V

1,5 = n₁ / 2

n₁= 2 . 1,5 = 3 mols de NaCl

1mol de NaCl ----------- 58,5g

3 mols de NaCl ----------- x

x = 58,5 . 3 / 1

x = 175,5 g de NaCl

2012-06-16T11:42:00.001-07:00

Fração molar

Indica a razão entre a quantidade de mols do soluto (n₁) ou do solvente (n₂) e a quantidade total de mols (n) da solução.

fração molar do soluto

x₁ = n₁ / n = n₁ / n₁ + n₂ = (m₁/M₁) / (m₁/M₁ + m₂/M₂)

fração molar do solvente

x₂ = n₂ / n = n₂ / n₁ + n₂ = (m₂/M₂) / (m₁/M₁ + m₂/M₂)

A soma das frações molares de soluto e solvente sempre é igual a 1.

onde

M₁ é a massa molecular do soluto

M₂ é a massa molecular do solvente

Exemplo 1

Qual o número de mols total de uma solução cuja quantidade de soluto (HCl) é igual a 80g, originando fração molar do soluto igual a 0,3? Qual a quantidade de mols do solvente?

massa molar HCl = 35,5 + 1 = 36,5g

nº de mols de HCl = 80 / 36,5 = 2,2 mols

x₁ = n₁ / n

0,3 = 2,2 / n

n = 2,2 / 0,3

n = 7,3 mols (nº total de mols da solução)

n = n₁ + n₂

7,3 = 2,2 + n2

n₂ = 7,3 - 2,2

n₂ = 5,1 mols de solvente

Exemplo 2

Qual a fração molar do soluto em uma solução obtida pela dissolução de 98g de H₂SO₄ em 180g de água?

H₂SO₄ massa molar = 2 + 32 + 64 = 98g

H₂O massa molar = 2 + 16 = 18g

n₁ = 98 / 98 = 1 mol

n₂ = 180 / 18 = 10 mols

x₁ = n₁ / n₁ + n₂

x₁ = 1 / 1 + 10

x₁ = 1 / 11

x₁ = 0,09

2012-06-16T10:41:00.001-07:00

Concentração g/L

Indica a massa, em gramas, de soluto (m₁) contida em um litro de solução.

C = m₁ / V

Exemplo 1

Qual a concentração, em g/L, de uma solução resultante da dissolução de 50g de NaCl para um volume final de 200mL?

200mL = 0,2L

C = m₁ / V

C = 50 / 0,2

C = 250g/L

Exemplo 2

Qual o volume final que deve ter uma solução para que tenha concentração igual a 10g/L a partir de 25g de soluto?

C = m₁/ V

10 = 25 / V

V = 25 / 10

V = 2,5 L

2012-06-16T10:40:00.005-07:00

Densidade

Indica a razão entre a massa da solução (m) e o seu volume (V). Pode ser expressa em g/mL ou Kg/L.

d = m / V

Exemplo 1

Um determinado frasco contém 250g de solução. Se a densidade desta é 1,47g/mL, qual o volume desta?

d = m / V

1,47 = 250 / V

V = 250 / 1,47

V = 170mL = 0,17 L

Exemplo 2

Qual a massa de uma solução de densidade igual a 1,25g/mL e volume de 500mL?

d = m / V

1,25 = m / 500

m = 1,25 . 500

m = 625mL

2012-06-16T10:40:00.002-07:00

Título

Indica a massa de soluto (m₁) em 100 unidades de massa da solução. O título percentual é o título multiplicado por 100.

T = m₁ / m = m₁ / m₁ + m₂

T . 100 = T(%)

Exemplo 1

Qual o título de uma solução de 150g de NaCl e 450g de solvente?

T = m₁ / m₁ + m₂

T = 150 / 150 + 450

T = 150 / 600

T = 0,25

T(%) = 25%

Exemplo 2

Quanto soluto possui uma solução de título igual a 0,7 e 200g de solvente?

T = m₁ / m₁ + m₂

0,7 = m₁ / m₁ + 200

0,7m₁ + 140 = m₁

0,3m₁ = 140

m₁ = 140 / 0,3

m₁ = 466,7g

Físico-química

2012-06-16T10:40:00.000-07:00

Soluções

Soluções são misturas homogêneas, onde o solvente aparece em maior quantidade e o soluto em menor. O estado de agregação do solvente é que determina o estado de agregação da solução.

Solução	Solvente	Soluto
gasosa	gasoso	gasoso
líquida	líquido	gasoso, líquido, sólido
sólida	sólido	gasoso, líquido, sólido

As soluções podem, ou não, produzir corrente elétrica.

Iônica conduz. Exemplo: H₂O_(l) + NaCl_(s)

Molecular não conduz. Exemplo: H₂O_(l) + etanol_(l)

A quantidade de soluto presente divide as soluções em dois grupos:

Diluídas: até 0,1mol de soluto por litro.

Concentradas: acima de 0,1mol de soluto por litro.

A afinidade entre soluto e solvente é que determina a formação da solução. Substâncias polares são solúveis em solventes polares, e as apolares em apolares.

Algumas substância têm sua solubilidade aumentada com o aumento da temperatura, enquanto outras têm sua solubilidade diminuída. A quantidade máxima de soluto que pode ser dissolvida em 100g de um dado solvente é dita coeficiente de solubilidade deste soluto, naquele solvente e naquela temperatura. O coeficiente de solubilidade permite dividir as soluções em:

Insaturada: quantidade de soluto abaixo do coeficiente de solubilidade numa dada temperatura, não apresenta precipitado.

Saturada: quantidades de soluto igual ao permitido pelo coeficiente de solubilidade numa dada temperatura. Pode ter, ou não, precipitado.

Supersaturadas: quantidade de soluto acima do permitido pelo coeficiente de solubilidade numa dada temperatura. É instável e, se perturbada, origina solução saturada com precipitado.

As expressões de concentração mostram a quantidade de soluto dissolvida numa determinada quantidade de solução. Nessas expressões, o soluto e o solvente são diferenciados pelo índices 1 e 2 respectivamente, a solução não tem índice. As expressões físicas de concentração são o título, a densidade e a concentração em g/L. As expressões químicas da concentração são a normalidade, a fração molar, a concentração molar e a molalidade. As expressões químicas consideram a massa molecular do soluto.

2012-06-16T10:38:00.005-07:00

Densidade absoluta e relativa de gases

De uma maneira geral pode-se definir a densidade de um sólido, líquido ou gás conhecendo-se as variáveis volume (V) e massa (m) para uma dada temperatura.

d = m / V

Quando um mol de um certo gás se encontra nas CNTP (0°C 1 atm), ocupa 22,4 litros, ou seja...

d = massa molar / 22,4 litros

d = M / 22,4

onde M é a massa molar do gás.

Para quantidades de gás diferentes de um mol e condições de temperatura e pressão diferentes, podemos obter uma forma mais geral de cálculo da densidade a partir da equação de estado dos gases,

P V = n R T

P V = m R T

onde R é a constante dos gases. Esta equação pode derivar...

m = P M / R T

d = P M / RT

Esta equação permite o cálculo da densidade absoluta de um gás sob quaisquer condições de temperatura, pressão e massa. A partir dela pode-se prever a diminuição da densidade de um gás com a diminuição da pressão ou elevação da temperatura.

A densidade relativa é um valor que compara as densidades de dois gases diferentes, que se encontrem sob as mesmas condições de temperatura e de pressão, é a relação entre as suas densidades.

d_AB = d_A / d_B

d_AB = ( P M_A / R T ) / ( P M_B / R T )

d_AB = M_A / M_B

d_A / d_B = M_A / M_B

Por exemplo, a densidade relativa entre os gases hidrogênio (H₂) e oxigênio (O₂) sob as mesmas condições de pressão e temperatura pode ser dada por...

d _{hidrogênio/oxigênio} = 2 / 32 = 1 / 16

Ou seja, o gás hidrogênio, nestas condições, é 16 vezes menos denso que o oxigênio.

Ou seja, a densidade relativa de dois gases é simplesmente igual à relação entre suas massas moleculares, o que é esperado, já que se encontram sob as mesmas condições de temperatura e de volume. A densidade relativa explica a razão de um balão de um determinado gás subir ou descer quando solto no ar. Se o gás for menos denso que o ar, o balão sobe, caso contrário, descerá. O cálculo da densidade do ar é mostrado num dos exemplos abaixo.

Exemplo 1

(Unicamp) Quando magnésio metálico entra em contato com ácido clorídrico (HCl) ocorre uma reação com liberação de um gás A. O mesmo ácido reage com carbonato de magnésio (MgCO₃) produzindo outro gás B. Uma bexiga cheia com o gás A, quando solta no ar, sobe, e outra, cheia com o gás B, desce.

a) Escreva as equações representativas dessas reações.

b) Explique o comportamento das bexigas.

Resolução

gás A

Mg + 2 HCl => MgCl₂ + H₂

gás B

MgCO₃ + 2 HCl => MgCl₂ + CO₂ + H₂O

H₂ MM = 2 g/mol dH₂ = 2 g / 22,4 L = 0,09 g/L

CO₂ MM = 44 g/mol dCO₂ = 44 g / 22,4 L = 1,96 g/L

O cálculo da densidade do ar se faz considerando-o como formado pelos seus dois principais componentes:

N₂ = 80% e O₂ = 20%

d_ar = massa de 1 mol de ar / 22,4 L

d_ar = ((28 x 80 + 32 x 20)/100) / 22,4 L

d_ar = ((2240 + 640)/100) / 22,4 L

d_ar = ((2880)/100) / 22,4 L

d_ar = 28,8 / 22,4 L

d_ar = 1,28 g/L

Podemos então afirmar...

d _H2 < d _ar (a bexiga sobe)

d _CO2 > d _ar (a bexiga desce)

Exemplo 2

(UEL) Um balão subirá na atmosfera se for preenchido com gases menos densos do que o ar, tais como:

a) hélio ou hidrogênio

b) hélio ou nitrogênio

c) hélio ou gás carbônico

d) hidrogênio ou nitrogênio

e) hidrogênio ou gás carbônico

Resolução

O cálculo da densidade do ar pode ser verificado no exemplo 1. As densidades dos gases citados no exercício pode ser calculada por...

d = massa molecular do gás em gramas / 22,4 L

densidade do hélio = 2 / 22,4 = 0,09 g/L menos denso que o ar

densidade do hidrogênio = 2 / 22,4 = 0,09 g/L menos denso que o ar

densidade do nitrogênio = 28 / 22,4 = 1,25 g/L mais denso que o ar

densidade do gás carbônico = 44 / 22,4 = 1,96 g/L mais denso que o ar

a alternativa correta é a.

2012-06-16T10:38:00.003-07:00

Leis dos gases

No estado gasoso, as dimensões das moléculas são desprezíveis com relação ao distanciamento existente entre elas, praticamente não há interação. A teoria cinética dos gases considera estas moléculas em contínuo movimento e colidindo umas com as outras e com as paredes do recipiente que contém o gás.

O estado apresentado por um gás é definido por três variáveis: volume, pressão e temperatura.

No caso de um gás, o volume é o do recipiente que o contém. O volume pode ser expressado através das unidades abaixo (mais comuns).

cm³ = centímetro cúbico

mL = mililitro

m³ = metro cúbico

L = Litro

1 cm³ = 1mL

1000 cm³ = 1000 mL = 1 L

1000 L = 1 m³

A temperatura é uma medida da energia cinética das moléculas que constituem o gás. Quanto mais alta a temperatura do gás, mais altas serão as velocidades das moléculas que o formam. A escala kelvin considera como ponto zero a situação de total ausência de movimento das partículas que constituem a matéria. Na nossa escala cotidiana (celsius) esta temperatura corresponde a -273°C. Por isso, para converter a temperatura celsius em kelvin (temperatura absoluta), devemos usar a relação abaixo.

T(K) = t(°C) + 273

Por exemplo, 25 °C correspondem a 298 K. A escala kelvin é utilizada no estudo do comportamento dos gases. Nos cálculos envolvendo gases, costuma-se definir as condições normais de temperatura e pressão (CNTP), que seria o gás na temperatura de 0°C (273 K) e 1 atm (760 mmHg) de pressão.

A pressão é resultante da colisão das moléculas do gás com as paredes do recipiente que o contém, é força por unidade de área. Normalmente a pressão é medida em atmosfera (atm), milímetros de mercúrio (mmHg), centímetros de mercúrio (cmHg) ou torricelli (torr).

1 atm = 760 mmHg = 76 cmHg

1mmHg = 1 torr

A lei de Boyle-Mariotte estabelece que à temperatura constante, a massa de um dado gás ocupa um volume que é inversamente proporcional à pressão exercida sobre o mesmo. Se a pressão é dobrada, o volume cai para a metade. Se a pressão cai para a metade, o volume dobra. Transformações gasosas à temperatura constante são chamadas de isotérmicas.

O produto P.V = cte. Portanto, para o caso de um gás que sai de P₁ e V₁ e vai para P₂ e V₂, através de um processo isotérmico...

P₁ . V₁ = P₂ . V₂

A lei de Charles/Gay-Lussac estabelece que à pressão constante, o volume ocupado por uma massa gasosa é diretamente proporcional à temperatura absoluta. Transformações gasosas à pressão constante são chamadas de isobáricas. Se a temperatura do gás dobra, seu volume também dobrará. Se a temperatura do gás cair para metade, o volume também cairá para metade.

V / T = cte. Portanto, para o caso de um gás que sai de T₁ e V₁ e vai para T₂ e V₂, através de um processo isobárico...

V₁ / T₁ = V₂ / T₂

Outra constatação de Charles/Gay-Lussac é a de que à volume constante, a pressão exercida por uma massa de gás é diretamente proporcional à temperatura absoluta. Transformações gasosas à volume constante são chamadas de isocóricas ou isovolumétricas.

P / T = cte. Portanto, para o caso de um gás que sai de T₁ e P₁ e vai para T₂ e P₂, através de um processo isovolumétrico...

P₁ / T₁ = P₂ / T₂

As equações apresentadas acima se prestam a situações em que uma das variáveis do gás se mantém constante. Para o caso em que as três variáveis se modifique durante o processo temos a equação geral dos gases, que é obtida a partir das leis apresentadas anteriormente.

P₁ . V₁ / T₁ = P₂ . V₂ / T₂

A lei de Avogadro se origina do fato de o tamanho das moléculas ser desprezível em relação às distâncias que as separam: volumes iguais de gases quaisquer, à mesma temperatura e pressão, possuem o mesmo número de moléculas. O volume molar foi definido como o ocupado por um mol de qualquer gás nas CNTP e é igual a 22,4 litros (independe do gás).

As leis de Boyle-Mariotte, Charles/Gay-Lussac e de Avogadro possibilitam a obtenção da equação de estado de um gás ou equação de Clapeyron que relaciona quantidade de mols de um gás com pressão, volume e temperatura.

P . V = n . R . T

onde R = 0,082 atm.L/mol.K ou 62,3 mmHg.L/mol.K (R pode ser dado em outras unidades). A escolha da unidade da constante R depende da unidade de pressão utilizada.

2012-06-16T10:38:00.001-07:00

Fórmulas percentual, mínima e molecular

As três fórmulas estão intimamente ligadas com a determinação da composição das substâncias.

A fórmula percentual mostra de quantas partes existe de um determinado elemento em 100 partes, em massa, de uma substância.

A fórmula mínima mostra a menor proporção, em números inteiros, existente entre os átomos de cada elemento participante de um composto.

A fórmula molecular mostra o número de átomos de cada elemento em uma molécula ou íon-fórmula de um composto.

A massa molecular é o produto da massa da fórmula mínima por um número inteiro conveniente (n).

massa molecular = massa fórmula mínima . n

Ou seja, sabendo a massa molecular da substância, é possível calcular de quantas vezes precisamos da massa da fórmula mínima para atingir aquele valor.

Exemplo 1

(Unimep - SP) Sabendo-se que a fórmula molecular do ácido oxálico é H₂C₂O₄, sua composição centesimal será: (Dadas as massas atômicas: H=1 , C=12 e O=16)

a) 16,30% de hidrogênio, 29,70% de carbono e 54,00% de oxigênio

b) 3,74% de hidrogênio, 37,40% de carbono e 58,86% de oxigênio

c) 2,22% de hidrogênio, 26,67% de carbono e 71,11% de oxigênio

d) 26,67% de hidrogênio, 32,23% de carbono e 41,10% de oxigênio

e) 8,23% de hidrogênio, 17,47% de carbono e 73,30% de oxigênio

Resolução:

Considerando as massas atômicas e a participação de cada um dos átomos na fórmula molecular do ácido oxálico:

H = 1 . 2 = 2

O = 4 . 16 = 64

C = 2 . 12 = 24

A massa molar do ácido oxálico é igual a 90g/mol. Considerando agora a participação de cada composto em 100 gramas do ácido oxálico.

Para o hidrogênio:

2 g de hidrogênio => 90 g de ácido oxálico

x g de hidrogênio => 100 g de ácido oxálico

x = 2 . 100 / 90 = 22,22%

Para o oxigênio:

64 g de oxigênio => 90 g de ácido oxálico

x g de oxigênio => 100 g de ácido oxálico

x = 64 . 100 / 90 = 71,11%

Para o carbono:

24 g de carbono => 90 g de ácido oxálico

x g de carbono => 100 g de ácido oxálico

x = 24 . 100 / 90 = 26,67%

A alternativa correta é a c.

Exemplo 2

(Vunesp - SP) A porcentagem em massa do carbono no clorofórmio, CHCl₃, é:

a) 1%

b) 10%

c) 12%

d) 24%

e) 50%

Resolução:

Levando em consideração a participação de cada elemento na fórmula do clorofórmio e suas respectivas massas atômicas, calculamos a massa molar do clorofórmio.

C = 1 . 12 = 12

H = 1 . 1 = 1

Cl = 3 . 35,5 = 106,5

A massa molar do clorofórmio é igual a 119,5 g/mol.

12 g de carbono => 119,5 g de clorofórmio

x g de carbono => 100 g de clorofórmio

x = 12 . 100 / 119,5 = 10,04% e a alternativa correta é a b.

Exemplo 3

(UFV - MG) Uma substância pura de massa igual a 32,00 g foi submetida a análise elementar e verificou-se que continha 10,00 g de cálcio, 6,08 g de carbono e 15,92 g de oxigênio. a) qual o teor (porcentagem) de cada elemento na substância? b) qual a fórmula mínima da substância? (massas atômicas: Ca=40 , C=12 , O=16)

Resolução

item a

participação percentual do cálcio

10,00 g cálcio => 32,00 g da substância

x g cálcio => 100 g da substância

x = 31,25%

participação percentual do carbno

6,08 g carbono => 32,00 g da substância

x g carbono => 100 g da substância

x = 19,00%

participação percentual do oxigênio

15,92 g oxigênio => 32,00 g da substância

x g oxigênio => 100 g da substância

x = 49,75%

item b

Ca = 31,25 / 40 = 0,78

C = 19,00 / 12 = 1,58

O = 49,75 / 16 = 3,11

Dividindo pelo menor deles...

Ca = 0,78 / 0,78 = 1

C = 1,58 / 0,78 = 2,02

O = 3,11 / 0,78 = 3,99

A fórmula mínima é Ca C₂ O₄

Exemplo 4

(Ibero-Americana - SP) A fórmula molecular de um óxido de fósforo que apresenta 43,6% de fósforo e 56,4% de oxigênio (em massa) e massa molecular 142 é: (Dados: O = 16 e P = 31)

a) P₂ O₃

b) P O₃

c) P₃ O₂

d) P O₂

e) P₂ O₅

Resolução

P = 43,6 / 31 = 1,41

O = 56,4 / 16 = 3,52

Dividindo pelo menor dos resultados...

P = 1,41 / 1,41 = 1

O = 3,52 / 1,41 = 2,50

Para obter os menores números inteiros possíveis, multiplicamos o resultado por 2.

P = 1 . 2 = 2

O = 2,50 . 2 = 5

A fórmula mínima do composto é P₂O₅. A massa da fórmula mínima = (31 . 2) + (16 . 5) = 142. Neste caso, temos uma valor de n igual a 1 e a massa molecular coincide com a massa da fórmula mínima. A alternativa correta é a e.

Exemplo 5

(Pucamp SP) A amostra de uma substância orgânica utilizada em análises químicas contém 0,50 mol de hidrogênio, 0,50 mol de carbono e 1,0 mol de oxigênio. Sabendo-se que a massa molar da substância é igual a 90 g/mol, pode-se afirmar que as fórmulas mínima e molecular são/;

a) C_0,5H_0,5O₁ e CHO₂

b) CHO₂ e CHO₂

c) C₂H₂O₂ e C₂H₂O₂

d) CHO₂ e C₂H₂O₄

b) CHO₂ e C₃H₃O₆

Resolução

Dividindo pelo menor número de mols...

C = 0,5 / 0,5 = 1

H = 0,5 / 0,5 = 1

O = 1,0 / 0,5 = 2

A fórmula mínima do composto é C H O₂ . A massa da fórmula mínima = 12 + 1 + (16. 2) = 45. Como a massa molar é igual a 90 g/mol, precisamos de duas vezes a massa da fórmula mínima para atingir este valor. Portanto, para se obter a fórmula molecular, devemos multiplicar a fórmula mínima por 2. A fórmula molecular será então: C₂H₂O₄ . A alternativa correta é a d .

2012-06-16T10:37:00.003-07:00

Cálculos estequiométricos

A Estequiometria estuda as relações envolvendo as quantidades e tipos de matéria participantes das reações químicas.

A + B => C + D

reagentes produtos

A partir de uma equação balanceada pode-se prever a massa de produtos gerados a partir de uma certa massa de reagentes. Dada a reação química...

1 H₂ + ½ O₂ => 1 H₂O

Os coeficientes indicam os números de moles de cada substância participante da reação. Estes podem ser convertidos em:

- número de moléculas

- número de átomos

- massa

- volume (para o caso de substância no estado gasoso)

1 H₂

1 mol de moléculas de hidrogênio ou 6,02 x 10²³moléculas de hidrogênio

2 . 6,02 x 10²³ átomos de hidrogênio

2g de gás hidrogênio

22,4 L de gás hidrogênio nas CNTP

½ O₂

½ mol de moléculas de oxigênio ou ½ . 6,02 x 10²³moléculas de oxigênio

6,02 x 10²³ átomos de oxigênio

16g de gás oxigênio

11,2 L de gás oxigênio nas CNTP

1 H₂O

1 mol de moléculas de água ou 6,02 x 10²³moléculas de água

2 . 6,02 x 10²³ átomos de hidrogênio e 6,02 x 10²³átomos de oxigênio

18g de água (16g de oxigênio + 2g de hidrogênio)

22,4 L de água no estado gasoso nas CNTP

Dada a seguinte reação ...

CaCO₃ => CaO + CO₂

massas molares

CaCO₃	100g
CaO	56g
CO₂	44g

CaCO₃ => CaO + CO₂

100g 56g 44g

Reagente Produtos

Baseando-se nas proporções acima, podem ser propostos diferentes cálculos...

Exemplo 1

Qual a massa de CaCO₃ necessária para se obter 28g de CaO?

100g de CaCO₃ ----------- 56g de CaO

x g de CaCO₃ ----------- 28g de CaO

x = 100 . 28 / 56 = 50g de CaCO₃

Exemplo 2

Se fossem usados 300g de CaCO₃ na reação anterior, qual seria o volume de CO₂ (considerando que as condições são as das CNTP?

100g de CaCO₃ -------------- 44g de CO₂

300g de CaCO₃ -------------- x g de CO₂

x = 44 . 300 / 100 = 132g de CO₂

1mol CO₂ -------------- 22,4L

44g de CO₂ -------------- 22,4L

132g de CO₂ -------------- x L

x = 22,4 . 132 / 44 = 67,2 L de CO₂

Exemplo 3

Quantas moléculas de CO₂ são obtidas quando são usados 150g de CaCO₃?

100g de CaCO₃ ------------- 44g de CO₂

100g de CaCO₃ ------------- 1 mol de CO₂

100g de CaCO₃ ------------- 6,02 x 10²³ moléculas de CO₂

150g de CaCO₃ ------------- x moléculas de CO₂

x = 6,02 x 10²³ . 150 / 100 = 9,03 x 10²³ moléculas de CO₂

Quando um reagente é impuro ou a reação não se processa completamente por algum motivo, podemos calcular o rendimento da reação.

R = ( Q_p / Q_t ) . 100

onde:

Q_p Considera perdas devidas a impurezas de reagentes e o fato de a reação não ser completa.

Q_t Quantidades teóricas da reação, considera reagentes 100% puros e reação completa.

Exemplo 4

Reagem-se 80g de NaOH em excesso de HCl e são obtidos 110g de NaCl. Qual o rendimento da reação?

HCl + NaOH => NaCl + H₂O

36,5g 40g 58,5g 18g

40g de NaOH ------------ 58,5g de NaCl

80g de NaOH ------------ 117g de NaCl

NaCl obtido teórico = 117g

NaCl obtido prático = 110g

Rendimento, % = ( 110 / 117 ) . 100 = 94 %

2012-06-16T10:37:00.001-07:00

Mol e massas atômica e molecular

O primeiro padrão comparativo de massas atômicas foi o átomo de hidrogênio. Após a descoberta do fenômeno da isotopia, demonstrou-se que tal padrão não era adequado. Devia-se obter um padrão que não estivesse sujeito às variações de massa que poderiam ocorrer mesmo dentro de um mesmo elemento químico. O átomo de ¹²C foi escolhido como padrão e sua massa foi estabelecida como sendo 12 u (unidades de massa atômica). É como se o átomo de ¹²C fosse dividido em 12 partes e esse 1/12 da massa fosse usado na obtenção da massa relativa dos demais elementos.

átomo de ¹²C

Dividindo-se o átomo de ¹²C em 12 partes iguais...

1/12 C

A partir daí a massa dos diversos elementos passou a ser comparada com a massa de 1/12 do átomo de ¹²C...

a massa de 1 átomo de Hidrogênio = massa de 1 x 1/12 C massa atômica H = 1 u

a massa de 1 átomo de Oxigênio = massa de 16 x 1/12 C massa atômica O = 16 u

a massa de 1 átomo de Carbono = massa de 12x 1/12 C massa atômica C = 12 u

As massas atômicas são quantidades adimensionais, pois resultam da comparação direta de unidades iguais.

massa 1 átomo de O = 16 u = 16

massa padrão de massa atômica 1 u

A massa atômica de um elemento que possui isótopos representa quantas vezes a massa média poderada deste é maior que a unidade de massa atômica (u). Não se deve confundir com número de massa de um elemento que é a somatória do número de partículas positivas e neutras de um átomo (considerando a média ponderada dos diferentes isótopos). Este último, por ser uma quantidade, sempre será um número inteiro.

Como exemplo, vamos calcular a massa atômica do elemento Cloro (Cl). Existem dois tipos de átomo de Cloro.

Cloro 35	34,98 u	abundância de 75,4 %
Cloro 37	36,97 u	abundância de 24,6 %

A massa média do elemento Cloro será igual a massa ponderada dos seus isótopos.

massa_Cl = [(34,98 x 75,4) + (36,97 x 24,6)] / 100 = 35,453 u

A massa molecular das substâncias é igual à somatória das massas atômicas dos elementos constituintes. Representa quantas vezes a massa da molécula é maior que a unidade de massa atômica (u).

massa atômica H = 1u mol de H = 1g

massa atômica de O = 8u mol de O = 8

massa molecular H₂O = 2 x 1 + 1 x 16 = 18u mol de H₂O = 18g

um mol de H tem 6,02 x 10²³ átomos de Hidrogênio

um mol de O tem 6,02 x 10²³ átomos de Oxigênio

um mol de H₂O tem 6,02 x 10²³ moléculas de água

Quando expressa em gramas, a massa atômica de um elemento (átomo grama) apresenta 6,02 x10²³ unidades de átomos deste elemento. Quando expressa em gramas, a massa molecular de uma substância (molécula grama) apresenta 6,02 x 10²³ unidades unidades de moléculas desta substância. Esta quantidade ficou conhecida como constante de Avogadro.

Mol é a quantidade de substância que contém 6,02 x 10²³ unidades da substância em questão e é unidade de quantidade de matéria.

Volume molar é o volume ocupado por uma molécula grama de qualquer substância. Para substâncias gasosas, este volume é igual a 22,4 L nas CNTP (Condições Normais deTemperatura e Pressão = pressão de 1 atm e temperatura de 0 ºC).

1 mol de H tem 1g e 6,02 x 10²³ átomos de hidrogênio

2 mols de H tem 2g e 2 x ( 6,02 x 10²³) átomos de hidrogênio

3 mols de H tem 3g e 3 x ( 6,02 x 10²³) átomos de hidrogênio

1 mol de H₂O 18g e 6,02 x 10²³ moléculas de água

2 mols de H₂O tem 36g e 2 x (6,02 x 10²³) moléculas de água

3 mols de H₂O tem 54g e 3 x (6,02 x 10²³) moléculas de água

1 mol de H₂O tem 18g e 6,02 x 10²³ átomos de oxigênio e 2 x (6,02 x 10²³) átomos de hidrogênio

2 mols de H₂O tem 36g e 2 x (6,02 x 10²³) átomos de oxigênio e 4 x (6,02 x 10²³) átomos de hidrogênio

3 mols de H₂O tem 54g e 3 x (6,02 x 10²³) átomos de oxigênio e 6 x (6,02 x 10²³) átomos de hidrogênio

O mol é a linguagem das reações químicas. Os coeficientes representam número de mols.

2 NaOH + 1 H₂SO₄ => 1 Na₂SO₄ + 2 H₂O

Reagentes: 2 mols de NaOH e 1 mol de H₂SO₄

Produtos: 1 mol de Na₂SO₄ e 2 mols de H₂O