Quí. Ger. Inor. QUI0070 – Química Geral e Inorgânica – 2021

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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Prof. Miguel Angelo

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



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Prefixos típicos do sistema internacional de unidades.

Notação Científica:

Então:

Relação:

PrefixoAbreviaçãoFator



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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.


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.



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



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



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



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



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



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.


✔ 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.


✔ 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%

% %

%

%

%



✔ 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.



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



✔ 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.


✔ 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.


✔ 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.


✔ 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.


✔ 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.


✔ 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.


✔ 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.


✔ 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


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.

Quí. Ger. Inor.


Rendimento Percentual=Rendimento RealRendimento Teórico

x 100 %

Cálculos Estequiométricos: Rendimento TeóricoQuí. Ger. Inor.


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.


✔ 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.


(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

Quí. Ger. Inor. QUI0070 – Química Geral e Inorgânica – 2021

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