Estequiometría da descomposição térmica do clorato de potasio

Reações químicas. Matéria. Peso atômico. Massa molecular. Catalisador. Equação balançada

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CONCEITOS SOBRE ESTEQUIOMETRÍA

É o estudo dos relacionamentos numéricos relativas à composição da
matéria e suas transformações. -----------
LEI DA CONSERVAÇÃO DA MATÉRIA: em toda reação química a soma de
os pesos dos reativos será igual à soma dos pesos de os
produtos obtidos, isto é, não terá mudança detectable na massa
(Antoine Lavoisier). --------
FÓRMULA: é a representação escrita de um composto, indica os
elementos e o número de átomos que constituem a cada uma de suas
moléculas. -------
ÁTOMO-GRAMAS: é a quantidade em gramas de um elemento, numericamente
igual ao peso atômico. --------------
NÚMERO DE AVOGADRO: é o número de unidades ou partículas contidas em
um átomo-grama, ião-grama ou uma molécula de qualquer substância. --------
MOL: é a quantidade de uma substância que contém o número de Avogadro
de unidades elementares. Este equivale 6.023 x 10 23 partículas.
MASSA MOLECULAR: é a soma das massas (pesos atômicos) dos elementos
que constituem uma molécula.
VOLUME-GRAMAS: é o volume de 22.4 litros que ocupa um mol de
qualquer gás em condições normais ou ideais de pressão e temperatura.
Ditas condições designam-se com as siglas NTP e

EXPERIMENTO Não. 3

ESTEQUIOMETRIA DETERMINACION DO PORCIENTO EM PESO

  • Objetivos

  • Antecedentes

  • Parte Experimental

  • Reporte do Experimento

  • Investigação

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OBJETIVOS

Ao termo da sessão e como resultado das atividades desenvolvidas durante o experimento, o aluno:

1. Escreverá as equações químicas que representam às reações dos experimentos realizados.

2. Determinará os relacionamentos molares e/ou mássicas estequiométricas de uma reação química.

3. Definirá qual é a função de um catalisador em uma reação química.

4. Calculará o porciento em peso da cada um dos componentes constituintes de uma mistura.

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ANTECEDENTES

Os cálculos estequiométricos baseiam-se nos relacionamentos fixos que há entre as espécies (átomos, iões, moleculas) envolvidas nas reações químicas. Estes relacionamentos são expressados por médio de fómulas e equações químicas. Uma fórmula expressa os relacionamentos atômicos dos elementos que formam os compostos.

Uma equação química balançada nos fornecerá os relacionamentos molares e mássicas entre reativos e produtos.

Em uma reação não há perda de massa; como consequência, uma equação química balançada se associa a um balanço de matéria (massa de reativos = massa de produtos). Neste experimento se pesquisará a estequiometría da descomposição térmica do clorato de potasio e se usarão os resultados para analisar uma mistura de KBrO3 - KBr. O KBrO3 é um sólido alvo de grande poder oxidante e prepara-se de acordo com a seguinte reação:

3Cl2 + 6KOH (ac) KBrO3 (ac) + 5KBr (ac) + 3H2Ou

O bromato de potasio decompõe-se, a uma temperatura ligeiramente superior a seu ponto de fusão, em cloreto de potasio e oxigênio.

2 KBrO3 2KBr + 3Ou2

Dito catalisador não experimenta mudanças durante a reação, pelo qual não aparece na equação estequiométrica da reação.

NOTA: Os cloratos são produtos químicos perigosos que explodem, frequentemente, em presença de impurezas. Aconselha-se ao estudante, só esquentar substâncias quando se lhe dêem instruções para isso, e jamais as esquentar em recipientes fechados.

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PARTE EXPERIMENTAL

MATERIAL

REATIVOS

2 Canos de ensaie 20 x 200 mm.

1 Pinza para canos de ensaie

Clorato de potasio KBrO3

1 Copo de precipitados de 250 ml

Mistura problema(KBrO3- KBr)

1 isqueiro Bunsen

1 Balança granataria

1 Espátula

PROCEDIMENTO:

1.- Relacionamentos estequiométricas em uma reação química.

b) Pese um cano de ensaio seco de 20 x 200 mm .

c) Acrescente exatamente 2.0 g de clorato de potasio e pese de novo. Para não tocar o cano com as mãos, use pinzas.

d)Misture perfeitamente as 2 substâncias, agitando o cano com cuidado para evitar qualquer perda de material.

e) Quente ligeiramente ao princípio, movendo o cano tentando não dirigir a boca do cano a nenhuma pessoa, quando o sólido se funda (o qual ocorre rapidamente) aumente a temperatura de aquecimento e continue esquentando durante 5 minutos o sólido formado.

f) Retire o cano da chama, coloque sobre uma superfície não combustível e o deixe arrefecer a temperatura ambiente.

g) Uma vez frio pese-o com toda exatidão.

h) Repita os passos e e f até obter um peso final constante.

i) Anote suas observações e resultados em seu diário.

2.- COMPOSICION EM PESO DE UMA MISTURA

a) Solicite ao instrutor uma mistura problema de bromato de potasio-bromuro de potasio.

b) Acrescente a um cano de ensaio seco exatamente 2 gramas de mistura-a problema.

agite com cuidado para que se misturem as 2 substâncias.

d) Pese o cano com seu conteúdo.

e) Repita os passos e, f, g, h, i, do procedimento anterior.

NOTAS:

1. UTILIZE SEMPRE A MESMA BALANÇA para fazer todas suas pesadas.

2. Escreva cuidadosamente todos os dados das pesadas que realize.

3. NÃO DEVE ser PESADO nenhum material SE ESTA QUENTE. Deixe arrefecer a temperatura ambiente antes de pesar.

4. Inclua TODOS seus cálculos, a equação balançada da reação correspondente e todas suas observações no reporte.

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REPORTE DO EXPERIMENTO Não. 3

1.1. Escreva a equação balançada para a reação que se leva a cabo ao esquentar bromato de potasio.

1.2. Em base a suas observações e resultados do procedimento 1 complete o seguinte:

1. Peso do cano =

_______________

2. Peso do cano + KBrO3 =

_______________

3. Peso do cano após o 1er. aquecimento:

_______________

4. Peso do cano após o 2do.aquecimento:

_______________

5. Peso do cano após o 3er. aquecimento:

_______________

6. Peso inicial do bromato de potasio:

(Peso do cano + KBrO3) - (Peso do cano) =

_______________

7. Peso do bromuro de potasio:

(Peso constante decorrente) - (Peso do cano) =

_______________

8. Peso do oxigênio desprendido:

(Peso do cano + KBrO3) - (Peso

constante) =

_______________

9. Número de moles de bromuro de potasio

produzidos

_______________

10. Número de moles de oxigênio desprendido.

_______________

11. % em peso do oxigênio desprendido

_______________


2.1. Em base a suas observações e resultados do procedimento 2 complete o seguinte.

1. Peso do cano

_______________

2. Peso do cano + mistura problema

_______________

3. Peso do cano após o 1er. aquecimento

_______________

4. Peso do cano após o 2do. aquecimento

_______________

5. Peso do cano após o 3er. aquecimento

_______________

6. Peso do oxigênio desprendido:

(Peso Não. 2 - Peso Não. 5) =

_______________

7. Peso de mistura-a problema:

(Peso Não. 2 - Peso Não. 1) =

_______________

8. Peso do resíduo:

(Peso constante - Peso Não. 1) =

_______________


9. Peso do oxigênio desprendido, calcule o peso de bromato de potasio na mistura

segundo a estequiometría da reação de descomposição.

10. Calcule o Peso de KBr proveniente do bromato de potasio segundo a

estequiometría da reação.

11.Calcule o Peso do KBr original = Peso Não. 8 - Peso Não. 10 =

12. Calcule o % de KBr e o % de bromato de potasio em mistura-a Problema

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INVESTIGACION


1.- Explique a diferença, entre reação química e equação química.

2.- Porquê diz-se que uma reação química cumpre com a lei da conservação da matéria?

3.- Que é um catalisador? Dê 3 exemplos de reações químicas que utilizem um.

4.- No composto CaCl2 . 2H2Ou, calcule a percentagem de:

a) Água

b) Oxigênio

c) Hidrogênio

5.- Se deve ser produzido um mol de oxigênio por descomposição do bromato de potasio.

a) Que peso do bromato deve ser usado?

b) Quantos moles se formam do produto sólido?

6.- Encontrar o peso de oxigênio que se desprende se se decompõem pelo calor 5.0 g de bromato de potasio. Que porciento de oxigênio se liberta do bromato de potasio?

2 H2 + Ou2 ---------- 2 H2Ou
4 g 32 g 36 g
Aplicamos a proporção indicada na alínea anterior.
Para reagir 64 g de Ou2 precisamos 8 g de H2 e temos 10 g de H2, pelo que este reativo está em excesso, em concreto 2 g. Com 64 g de Ou2 obteremos 72 g de H2Ou.

ESTEQUIOMETRÍA

1) Calcular a massa molecular das seguintes substâncias:

a- H2Ou b- H2 c- Cl2 d- NaCl e- NH4Cr2Ou7 • 5 H2Ou

f- K2Cr2Ou7 g- H2SO4 h- HNO3

2) Calcular a massa de 3 e 5 moles de molécula de:

a- H2Ou2 b- Cl2 c- NaF d- K2Ou e- HNO2 f- Ca(OH)2

g- Fé2Ou3 h- FEIO i- Fé(OH)3 j- NH3 k- PH3

3) A quantos moles de molécula equivalem as seguintes massas moleculares:

a- 5 g de H2Ou b- 4 g de CuO c - 10 g de C6H6

d- 68 g de HCl e- 40 g de HF f- 40 g de C6H5--CH3

4) Quantas moléculas há nas gramas indicadas para c/ou dos compostos do ejerc. 3 ?

5) Calcular a composição centesimal das seguintes substâncias:

a- NaCl b- A o2Ou3 c- C3H6Ou2 d- Fé(OH)2

6) Calcular a percentagem de calcio em:

a- CaO b- Ca(OH)2 c- CaCO3

7) Quantos átomos de enxofre há em:

a-

98 g de H2SO4

b-

17 g de H2Séc

c-

128 g de SO2

d-

40 g de FÉS

8) Quantas moléculas há em:

a-

160 g de Fé2Ou3

b-

98 g de Cu(OH)2

c-

39 g de Na2Séc

d-

126 g de HNO3

9) Calcular a fórmula molecular de uma substância que tem a seguinte composição centesimal:

Na= 74,19% Ou= 25,81% e m.m.r.= 62 g

10) Calcular a fórmula molecular de uma substância que tem a seguinte composição centesimal:

H= 2,04% S= 32,65% Ou= 65,31% e m.m.r.= 98 g

11) Equilibrar as seguintes equações químicas:

a-

___

+

___

Ou2

----->

___

FEIO

b-

___

+

___

Ou2

----->

___

Fé2Ou3

c-

___

Cu

+

___

Ou2

----->

___

Cu2Ou

d-

___

Séc

+

___

Ou2

----->

___

SO2

e-

___

Cl2

+

___

Ou2

----->

___

Cl2Ou5

f-

___

Mn

+

___

Ou2

----->

___

MnO3

g-

___

I2

+

___

Ou2

----->

___

I2Ou7

h-

___

FEIO

+

___

H2Ou

----->

___

Fé(OH)2

i-

___

Fé2Ou3

+

___

H2Ou

----->

___

Fé(OH)3

j-

___

Li2Ou

+

___

H2Ou

----->

___

LiOH

k-

___

Cl2Ou

+

___

H2Ou

----->

___

HClO

l-

___

Cl2Ou3

+

___

H2Ou

----->

___

HClO2

ll-

___

Cl2Ou5

+

___

H2Ou

----->

___

HClO3

m-

___

Cl2Ou7

+

___

H2Ou

----->

___

HClO4

n-

___

SO2

+

___

H2Ou

----->

___

H2SO3

ñ-

___

SO3

+

___

H2Ou

----->

___

H2SO4

ou-

___

HClO3

+

___

NaOH

----->

___

NaClO3

+

___

H2Ou

p-

___

HNO3

+

___

Ca(OH)2

----->

___

Ca(NÃO3)2

+

___

H2Ou

q-

___

H2CO3

+

___

NaOH

----->

___

Na2CO3

+

___

H2Ou

12) A seguinte equação química (já equilibrada) representa a reação química para obter ÁGUA, a partir de Hidrogênio e Oxigênio:

2 H2 + Ou2 ----> 2 H2Ou

a- Indicar, que quantidade de água se obtém, expressando dita quantidade em gramas.

b- Sim para obter água, fazemos reagir 4 g de Hidrogênio e 38 g de Oxigênio:

• Indicar, qual é o reativo limitante

• Indicar, qual é o reativo em excesso e por quanto

• Indicar, que quantidade de água se forma (a expressar em gramas)

13) Dada a seguinte equação química, que representa a reação química para a obtenção de hidróxido férrico:

Fé2Ou3 + H2Ou ----> ___ Fé(OH)3

• Equilibrar a equação

• Calcular as gramas de c/ou das substâncias que participam da reação

• Quantos gramas de Fé2Ou3 e H2Ou se precisam para obter 180 g de Fé(OH)3 ?

ESTEQUIOMETRÍA

1) Calcular a massa molecular das seguintes substâncias:

a- H2Ou b- H2 c- Cl2 d- NaCl e- NH4Cr2Ou7 • 5 H2Ou

f- K2Cr2Ou7 g- H2SO4 h- HNO3

2) Calcular a massa de 3 e 5 moles de molécula de:

a- H2Ou2 b- Cl2 c- NaF d- K2Ou e- HNO2 f- Ca(OH)2

g- Fé2Ou3 h- FEIO i- Fé(OH)3 j- NH3 k- PH3

3) A quantos moles de molécula equivalem as seguintes massas moleculares:

a- 5 g de H2Ou b- 4 g de CuO c - 10 g de C6H6

d- 68 g de HCl e- 40 g de HF f- 40 g de C6H5--CH3

4) Quantas moléculas há nas gramas indicadas para c/ou dos compostos do ejerc. 3 ?

5) Calcular a composição centesimal das seguintes substâncias:

a- NaCl b- A o2Ou3 c- C3H6Ou2 d- Fé(OH)2

6) Calcular a percentagem de calcio em:

a- CaO b- Ca(OH)2 c- CaCO3

7) Quantos átomos de enxofre há em:

a-

98 g de H2SO4

b-

17 g de H2Séc

c-

128 g de SO2

d-

40 g de FÉS

8) Quantas moléculas há em:

a-

160 g de Fé2Ou3

b-

98 g de Cu(OH)2

c-

39 g de Na2Séc

d-

126 g de HNO3

9) Calcular a fórmula molecular de uma substância que tem a seguinte composição centesimal:

Na= 74,19% Ou= 25,81% e m.m.r.= 62 g

10) Calcular a fórmula molecular de uma substância que tem a seguinte composição centesimal:

H= 2,04% S= 32,65% Ou= 65,31% e m.m.r.= 98 g

11) Equilibrar as seguintes equações químicas:

a-

___

+

___

Ou2

----->

___

FEIO

b-

___

+

___

Ou2

----->

___

Fé2Ou3

c-

___

Cu

+

___

Ou2

----->

___

Cu2Ou

d-

___

Séc

+

___

Ou2

----->

___

SO2

e-

___

Cl2

+

___

Ou2

----->

___

Cl2Ou5

f-

___

Mn

+

___

Ou2

----->

___

MnO3

g-

___

I2

+

___

Ou2

----->

___

I2Ou7

h-

___

FEIO

+

___

H2Ou

----->

___

Fé(OH)2

i-

___

Fé2Ou3

+

___

H2Ou

----->

___

Fé(OH)3

j-

___

Li2Ou

+

___

H2Ou

----->

___

LiOH

k-

___

Cl2Ou

+

___

H2Ou

----->

___

HClO

l-

___

Cl2Ou3

+

___

H2Ou

----->

___

HClO2

ll-

___

Cl2Ou5

+

___

H2Ou

----->

___

HClO3

m-

___

Cl2Ou7

+

___

H2Ou

----->

___

HClO4

n-

___

SO2

+

___

H2Ou

----->

___

H2SO3

ñ-

___

SO3

+

___

H2Ou

----->

___

H2SO4

ou-

___

HClO3

+

___

NaOH

----->

___

NaClO3

+

___

H2Ou

p-

___

HNO3

+

___

Ca(OH)2

----->

___

Ca(NÃO3)2

+

___

H2Ou

q-

___

H2CO3

+

___

NaOH

----->

___

Na2CO3

+

___

H2Ou

12) A seguinte equação química (já equilibrada) representa a reação química para obter ÁGUA, a partir de Hidrogênio e Oxigênio:

2 H2 + Ou2 ----> 2 H2Ou

a- Indicar, que quantidade de água se obtém, expressando dita quantidade em gramas.

b- Sim para obter água, fazemos reagir 4 g de Hidrogênio e 38 g de Oxigênio:

• Indicar, qual é o reativo limitante

• Indicar, qual é o reativo em excesso e por quanto

• Indicar, que quantidade de água se forma (a expressar em gramas)

13) Dada a seguinte equação química, que representa a reação química para a obtenção de hidróxido férrico:

Fé2Ou3 + H2Ou ----> ___ Fé(OH)3

• Equilibrar a equação

• Calcular as gramas de c/ou das substâncias que participam da reação

• Quantos gramas de Fé2Ou3 e H2Ou se precisam para obter 180 g de Fé(OH)3 ?

3.2.- Equações químicas.

  • As reações químicas são representadas pelas equações químicas.

Reativos Produtos

  • De acordo com a lei da conservação da massa, as equações químicas devem ser balançadas. O número de átomos da cada elemento nos reativos e nos produtos deve ser o mesmo.

Exemplo: Sulfuro de ferro (II) reage com oxigênio molecular, produzindo óxido de ferro (III) e dióxido de enxofre.

Passos de resolução:

1.-Identifique todos os reativos e produtos e se escrevem suas fórmulas corretas do lado esquerdo e direito da equação.

2.- Verifique que todos os elementos apareçam em #dois lados da equação e busque o elemento que tem maior subíndice. Busca-se ao lado oposto onde se repete e se multiplica por um coeficiente para igualar o número de espécies deste elemento. Continua-se com o elemento que acompanha ao primeiro.


(2)(3) (6) (1) (5) (4)(5)

Procede-se a multiplicar a equação por um coeficiente mínimo para eliminar coeficientes fracionários de espécies (2 no exemplo). A equação balançada fica:

3.- Verifique que a equação balançada contenha o mesmo número de átomos da cada tipo em ambos lados da seta.

Para voltar ao menu principal

3.2.- Equações químicas.

  • As reações químicas são representadas pelas equações químicas.

Reativos Produtos

  • De acordo com a lei da conservação da massa, as equações químicas devem ser balançadas. O número de átomos da cada elemento nos reativos e nos produtos deve ser o mesmo.

Exemplo: Sulfuro de ferro (II) reage com oxigênio molecular, produzindo óxido de ferro (III) e dióxido de enxofre.

Passos de resolução:

1.-Identifique todos os reativos e produtos e se escrevem suas fórmulas corretas do lado esquerdo e direito da equação.

2.- Verifique que todos os elementos apareçam em #dois lados da equação e busque o elemento que tem maior subíndice. Busca-se ao lado oposto onde se repete e se multiplica por um coeficiente para igualar o número de espécies deste elemento. Continua-se com o elemento que acompanha ao primeiro.


(2)(3) (6) (1) (5) (4)(5)

Procede-se a multiplicar a equação por um coeficiente mínimo para eliminar coeficientes fracionários de espécies (2 no exemplo). A equação balançada fica:

3.- Verifique que a equação balançada contenha o mesmo número de átomos da cada tipo em ambos lados da seta.

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Reações químicas

A Mol

Pesos atômicos e moleculares

A escala de massa atômica

Massa atômica média

Massa Molar

Composição percentual a partir das fórmulas

Interconversión entre massas, moles e número de partículas

Fórmulas empíricas a partir da análise

Fórmula molecular a partir da fórmula empírica

Combustão em ar

Análise de combustão

Estequiometría

Equações químicas

Reatividade química, uso da tabela periódica

Balanço de equações químicas

Tipos de reações químicas

Reações de descomposição

Reações de adição

Reações de deslocação

Reações de metátesis

Reações de precipitação

Reações de dismutación

Reações de substituição

Reações Redox ou de óxido redução

Oxidación e redução

Equações iônicas

Estequiometría

Definição

As etapas essenciais

Cálculos de moles

Conversão de moles a gramas:

Cálculos de massa

Reativo limitante

Rendimento teórico

Reações aquosas e química das dissoluções

Composição de uma dissolução

Algumas propriedades das dissoluções

Electrolíticas

Não electrolíticas

Concentração das dissoluções

Convenções de concentração

Fração em peso

Por cento em peso

Partes por milhão

Fração molar

Molaridad

Normalidade

% em Volume

Molalidad

Transformações

Molalidad a fração mole

Molalidad a molaridad

Preparação de dissoluções

Dilución:

Estequiometría de dissoluções

Qual é a concentração da água?

Titulações

Descrição de uma titulação

Reações químicas

A Mol

Até as quantidades mais pequenas de uma substância têm um número monstruosamente grande de átomos.

Resulta então muito conveniente ter alguma classe de referência para uma coleção de um número muito grande de objetos, (por exemplo uma dúzia refere-se a uma coleção de 12 objetos e uma grossa a uma coleção de 144 objetos).

Em química usamos uma unidade chamada mol.

Uma mol define-se como a quantidade de matéria que tem tantos objetos como o número de átomos que há em exatamente em 12 gramas de 12C.

Por médio de vários experimentos, demonstrou-se que este número é...

6.0221367 x 1023

O qual normalmente se abrevia simplesmente como 6.02 x 1023, e se conhece com o nome de número de Avogadro.

Uma mol de átomos, carcachas, baratas, canicas, centavos, gente, etc. tem 6.02 x 1023 estes objetos.

Mas que tão grande é este número?

Se puséssemos uma mol de canicas muito cuidadosamente na superfície da terra de maneira que ficassem muito bem acomodadas ocupando a maior superfície possível, daria como resultado uma camada de aproximadamente cinco quilômetros de espessura.

Pesos atômicos e moleculares

Os subíndices nas fórmulas químicas representam quantidades exatas.

O H2Ou, por exemplo, indica que uma molécula de água está composta exatamente por dois átomos de hidrogênio e um de oxigênio.

Tomando em consideração que contar aos átomos ou às moléculas da um em um é um pouco difícil, todos os aspetos quantitativos da química descansam em conhecer as massas dos compostos estudados.

A escala de massa atômica

Os átomos de elementos diferentes têm massas diferentes.

Os trabalhos feitos no Séc. XIX onde se separava a água em seus elementos constituintes (hidrogênio e oxigênio) indicavam que 100 gramas de água continham 11.1 gramas de hidrogênio e 88.9 gramas oxigênio:

Um pouco mais tarde os químicos descobriram que o água estava constituída por dois átomos de H pela cada átomo de Ou.

Por tanto, ao analisar a reação de acima, encontramo-nos que nos 11.1 g de Hidrogênio há o duplo de átomos que em 88.9 g de Oxigênio.

De maneira que 1 átomo de Ou deve pesar ao redor de 16 vezes mais que 1 átomo de H:

Se agora, ao H (o elemento mais ligeiro de todos), lhe atribuímos uma massa relativa de1 e aos demais elementos lhes atribuímos massas atômicas relativas a este valor, é fácil entender que ao Ou devemos lhe atribuir massa atômica de 16.

Sabemos também que um átomo de hidrogênio, tem uma massa de 1.6735 x 10-24 gramas, que o átomo de oxigênio tem uma massa de 2.6561 X 10-23 gramas.

Se agora em vez dos valores em gramas usamos a unidade de massa atômica (UMA) veremos que será muito conveniente para trabalhar com números tão pequenos. Recordem que a unidade de massa atômica uma não se normalizó com respeito ao hidrogênio senão com respeito ao isótopo 12C do carbono (uma = 12).

Então, a massa de um átomo de hidrogênio (1H) é de 1.0080 uma, e a massa de um átomo de oxigênio (16Ou) é de 15.995 uma.

Uma vez que determinamos as massas de todos os átomos, pode ser atribuído um valor correto às uma:

1 uma = 1.66054 x 10-24 gramas

e ao revés:

1 grama = 6.02214 x 1023 uma

Massa atômica média

Já temos visto que a maioria dos elementos se apresentam na natureza como uma mistura de isótopos (isto é, populações de átomos com diferente número de nêutrons e por isso diferente massa).

Podemos calcular a massa atômica média de um elemento, se sabemos a massa e também a abundância relativa da cada isótopo.

Exemplo: O carbono natural é uma mistura de três isótopos, 98.892% de 12C e 1.108% de 13C e uma quantidade despreciable de 14C.

Portanto, a massa atômica média do carbono será:

(0.98892)*(12 uma) + (0.01108)*(13.00335 uma) = 12.011 uma

A massa atômica média da cada elemento conhece-se-lhe como peso atômico. Estes são os valores que se reportam nas tabelas periódicas.

Massa Molar

Um átomo de 12C tem uma massa de 12 uma.

Um átomo de 24Mg tem uma massa de 24 uma, ou o que é o mesmo, o duplo da massa de um átomo de 12C.

Então, uma mol de átomos de 24Mg deverá ter o duplo da massa de uma mol de átomos de 12C.

Dado que por definição uma mol de átomos de 12C pesa 12 gramas, uma mol de átomos de 24Mg deve pesar 24 gramas.

Note-se que a massa de um átomo unidades de massa atômica (uma) é numericamente equivalente à massa de uma mol desses mesmos átomos em gramas (g).

A massa em gramas de 1 mol de uma substância chama-se massa molar.

A massa molar (em gramas) de qualquer substância sempre é numericamente igual a seu peso fórmula (em uma).

Peso molecular e peso fórmula

O peso fórmula de uma substância é a soma dos pesos atômicos da cada átomo em sua fórmula química.

Por exemplo, a água (H2Ou) tem o peso fórmula de:

2*(1.0079 uma) + 1*(15.9994 uma) = 18.01528 uma

Se uma substância existe como moléculas isoladas (com os átomos que a compõem unidos entre si) então a fórmula química é a fórmula molecular e o peso fórmula é o peso molecular.

Uma molécula de H2Ou pesa 18.0 uma; 1 mol de H2Ou pesa 18.0 gramas

Um par iônico NaCl pesa 58.5 uma; 1 mol de NaCl pesa 58.5 gramas

Por exemplo, o carbono, o hidrogênio e o oxigênio podem ser unido para formar a molécula do açúcar glicose que tem a fórmula química C6H12Ou6.

Portanto, o peso fórmula e o peso molecular da glicose será:

6*(12 uma) + 12*(1.00794 uma) + 6*(15.9994 uma) = 180.0 uma

Como as substâncias iônicas não formam enlaces químicos senão electrostáticos, não existem como moléculas isoladas, no entanto, se associam em proporções discretas. Podemos descrever seus pesos fórmula mas não seus pesos moleculares. O peso fórmula do NaCl é:

23.0 uma + 35.5 uma = 58.5 uma

Composição percentual a partir das fórmulas

Às vezes ao analisar uma substância, é importante conhecer a percentagem em massa da cada um dos elementos de um composto.

Usaremos de exemplo ao metano:

CH4

Peso fórmula e molecular:

1*(12.011 uma) + 4*(1.008) = 16.043 uma

%C = 1*(12.011 uma)/16.043 uma = 0.749 = 74.9%

%H = 4*(1.008 uma)/16.043 uma = 0.251 = 25.1%

Interconversión entre massas, moles e número de partículas

É necessário rastrear as unidades nos cálculos de interconversión de massas a moles.

A isto o conhecemos formalmente com o rimbombante nome de análise dimensional.

Exemplo

Ouça jovem, traigame 1.5 moles de cloreto de calcio

Fórmula química do cloreto de calcio = CaCl2

Massa molecular do Ca = 40.078 uma

Massa molecular do Cl = 35.453 uma

Peso fórmula de o

CaCl2 = (40.078) + 2(35.453) = 110.984 uma (Recorda que é um composto iônico e não tem peso molecular).

De maneira que, uma mol de CaCl2 terá uma massa de 110.984 gramas. E então, 1.5 moles de CaCl2 pesarão:

(1.5 mole)(110.984 gramas/mole) = 166.476 gramas

Exemplo

Ouça, ouça jovem! Se tivesse 2.8 gramas de ouro, quantos átomos de ouro teria?"

Fórmula do ouro: Au

Peso fórmula do Au = 196.9665 uma

Portanto, 1 mol de ouro pesa 196.9665 gramas.

De maneira que, em 2.8 gramas de ouro terão:

(2.8 gramas)(1 mol/196.9665 gramas) = 0.0142 mol

Sabemos por médio do número de Avogadro que há aproximadamente 6.02 x 1023 atomos/mole.

Pelo qual, em 0.0142 moles teremos:

(0.0142 moles)(6.02x1023atomos/moles)=8.56x1021

átomos

Fórmulas empíricas a partir da análise

Uma fórmula empírica indica-nos as proporções relativas dos diferentes átomos de um composto.

Estas proporções são certas também ao nível molar.

Então, o H2Ou tem dois átomos de hidrogênio e um átomo de oxigênio.

Da mesma maneira, 1.0 mol de H2Ou está composta de 2.0 moles of hidrogênio e 1.0 mol de oxigênio.

Também podemos trabalhar em reversa (mas não como o Apaga) a partir das proporções molares:

Se conhecemos as quantidades molares da cada elemento em um composto, podemos determinar a fórmula empírica.

O Mercurio forma um composto com o cloro que tem 73.9% de mercurio e 26.1% de cloro em massa. Qual é sua fórmula empírica? Digamos que temos uma amostra de 100 gramas deste composto. Então a amostra terá 73.9 gramas de mercurio e 26.1 gramas de cloro.

Quantas moles da cada átomo representam as massas individuais? Para o mercurio:

(73.9 g)*(1 mol/200.59 g) = 0.368 moles

Para o cloro:

(26.1 g)*(1 mol/35.45 g) = 0.736 mol

Qual é a proporção molar dos dois elementos?

( 0.736 mol Cl/0.368 mol Hg) = 2.0

Isto é, temos o duplo de moles (ou seja átomos) de Cl que de Hg. Fórmula empírica do composto seria: HgCl2

Fórmula molecular a partir da fórmula empírica

A fórmula química de um composto obtida por médio da análise de seus elementos ou de sua composição sempre será a fórmula empírica.

Para poder obter a fórmula molecular precisamos conhecer o peso molecular do composto.

A fórmula química sempre será algum múltiplo inteiro da fórmula empírica (isto é, múltiplos inteiros dos subíndices da fórmula empírica).

A Vitamina C (ácido ascórbico) tem 40.92 % de C, 4.58 % de H, e 54.50 % de Ou, em massa.

O peso molecular deste composto é de 176 uma. Quais serão sua fórmula molecular ou química e sua fórmula empírica?

Em 100 gramas de ácido ascórbico teremos:

40.92 gramas C

4.58 gramas H

54.50 gramas Ou

Isto nos dirá quantas moles há da cada elemento assim:

Para determinar a proporção simplesmente dividimos entre a quantidade molar mais pequena (neste caso 3.406 ou seja a do oxigênio):

As quantidades molares de Ou e C parecem ser iguais, enquanto a quantidade relativa de H parece ser maior. Como não podemos ter frações de átomo, há que normalizar a quantidade relativa de H e a fazer igual a um inteiro.

1.333 é como 1 e 1/3, de modo que se multiplicamos as proporções da cada átomo por 3 obteremos valores inteiros para todos os átomos.

C = (1.0)*3 = 3

H = (1.333)*3 = 4

Ou = (1.0)*3 = 3

Isto é C3H4Ou3

Ora-lhe, esta é nossa fórmula empírica para o ácido ascórbico. Mas e a fórmula molecular?

Disseram-nos que o peso molecular deste composto é de 176 uma.

Qual é o peso molecular de nossa fórmula empírica?

(3*12.011) + (4*1.008) + (3*15.999) = 88.062 uma

O peso molecular de nossa fórmula empírica é significativamente menor que o valor experimental.

Qual será a proporção entre os dois valores?

(176 uma / 88.062 uma) = 2.0

Parece que a fórmula empírica pesa essencialmente a metade que a molecular.

Se multiplicamos a fórmula empírica por duas, então a massa molecular será a correta.

Então, a fórmula molecular será:

2* C3H4Ou3 = C6H8Ou6

Um fluxograma deste processo será:

Combustão em ar

As reações de combustão são reações rápidas que produzem uma chama.

A maioria destas reações incluem ao oxigênio (Ou2) do ar como reativo.

Uma classe de compostos que pode participar nas reações de combustão são os hidrocarbonetos (estes são compostos que só têm C, H e Ou).

Quando os hidrocarbonetos se queimam, reagem com o oxigênio do ar (Ou2) para formar dióxido de carbono (CO2) e água (H2Ou).

Por exemplo quando o propano se queima a reação de combustão é:

Exemplos de hidrocarbonetos comuns:

Nome

Fórmula Molecular

metano

CH4

propano

C3H8

butano

C4H10

octano

C8H18

Nas reações de combustão, muitos outros compostos que têm carbono, hidrogênio e oxigênio (por exemplo o álcool metanol CH3OH, e o açúcar glicose C6H12Ou6) também se queimam em presença de oxigênio (Ou2) para produzir CO2 e H2Ou.

Quando conhecemos a maneira em que uma série de substâncias reagem entre si, é exeqüível determinar quantitativamente como reagiram e assim poder calcular caraterísticas quantitativas destas.

Entre outras, sua fórmula e até sua fórmula molecular em caso de conhecer o peso molecular da substância.

A isto se lhe conhece como análise quantitativa.

Análise de combustão

Quando um composto que tem H e C se queima em presença de Ou em um aparelho especial, todo o carbono se converte em CO2 e o hidrogênio em H2Ou.

A quantidade de carbono produzida determina-se medindo a quantidade de CO2 produzida.

Ao CO2 atrapamo-lo usando o hidróxido de sodio, de maneira que podemos saber quanto CO2 se produziu simplesmente medindo a mudança de importância da armadilha de NaOH e de aqui podemos calcular quanto C tinha na amostra.

Da mesma maneira, podemos saber quanto H produziu-se atrapando ao H2Ou e medindo a mudança de massa na armadilha de perclorato de magnésio.

Exemplo: consideremos a combustão do álcool isopropílico. Uma análise da amostra revela que esta tem unicamente três elementos: C, H e Ou.

Ao queimar 0.255 g de álcool isopropílico vemos que se produzem 0.561 g de CO2 e 0.306 g de H2Ou.

Com esta informação podemos calcular a quantidade de C e H na amostra, Quantas moles de C temos?

Dado que uma mol de CO2 tem uma mol de C e dois de Ou, e temos 0.0128 moles de CO2 na amostra, então há 0.0128 moles de C em nossa amostra.

Quantos gramas de C temos?

Quantas moles de Hidrogênio temos?

Dado que uma mol de H2Ou tem uma mol de oxigênio e dois moles de hidrogênio, em 0.017 moles de H2Ou, teremos 2*(0.017) = 0.034 moles de H.

Como o hidrogênio é quase 1 grama / mol, então temos 0.034 gramas de hidrogênio na amostra.

Se agora somamos a quantidade em gramas de C e de H, obtemos:

0.154 gramas (C) + 0.034 gramas (H) = 0.188 gramas

Mas sabemos que o peso da amostra era de 0.255 gramas.

A massa que falta deve ser dos átomos de oxigênio que há na amostra de álcool isopropílico:

0.255 gramas - 0.188 gramas = 0.067 gramas (Ou)

Mas isto quantas moles de Ou representa?

Então resumindo, o que temos é:

0.0128 moles Carbono

0.0340 moles Hidrogênio

0.0042 moles Oxigênio

Com esta informação podemos encontrar a fórmula empírica, se dividimos entre a menor quantidade para obter inteiros:

C = 3.05 átomos

H = 8.1 átomos

Ou = 1 átomo

Se consideramos o erro experimental, é provável que a amostra tenha a fórmula empírica:

C3H8Ou

Estequiometría

Equações químicas

Que lhe passa à matéria quando lhe ocorre uma mudança química?

Lei da conservação da massa: Os átomos não se criam nem se destroem durante uma reação química

Então, o mesmo conjunto de átomos está presente antes, durante e após a reação.

As mudanças que ocorrem em uma reação química simplesmente conciernen ao rearreglo dos átomos.

Agora estudaremos a estequiometría, isto é a medição dos elementos).

As reações químicas representam-se no papel usando equações químicas.

Por exemplo o hidrogênio gasoso (H2) pode reagir (queimar-se) com oxigênio gasoso (Ou2) para formar água (H20).

A equação química desta reação escreve-se assim:

O signo '+' lê-se como 'reage com' e a seta significa 'produz ou nos dá'.

As fórmulas químicas da esquerda representam às substâncias de partida e chama-se-lhes reativos.

As substâncias da direita são o produto final e conhecem-se com o nome de produtos.

Os números em frente às fórmulas chamam-se coeficientes) mas se valem 1 geralmente ignoram-se.

Dado que os átomos não se criam nem se destroem durante o curso da reação, uma equação química deve ter o mesmo número de átomos da cada elemento na cada lado da seta (isto significa que a equação está balançada, isto é que o da direita pesa o mesmo que o da esquerda).

Passos que necessários para escrever uma reação balançada:

· Determina-se experimentalmente quais são os reativos e os produtos

· Escreve-se uma equação não balançada usando as fórmulas dos reativos e dos produtos

· Balança-se a reação determinando os coeficientes que nos dão números iguais da cada tipo de átomo na cada lado da seta de reação, geralmente números inteiros

NOTA os subíndices não devem ser mudado ao tratar de balançar uma equação NUNCA.

Mudar um subíndice muda a identidade do reativo ou do produto.

Balançar uma reação química unicamente trata-se de mudar as quantidades relativas da cada produto ou reativo

Consideremos a reação da combustão do metano gasoso (CH4) em ar.

Sabemos que nesta reação se consome (Ou2) e produz água (H2Ou) e dióxido de carbono (CO2).

Com esta informação cobrimos o primeiro passo. Agora, escrevemos a reação sem balançar (passo 2):

Agora contamos os átomos da cada reativo e da cada produto e os somamos:

Tudo parece ir bem com o número de carbonos em ambos lados da equação, mas só temos a metade dos átomos de hidrogênio no lado dos produtos que no lado dos reativos.

Podemos corrigir isto duplicando o número de águas na lista dos produtos:

Note-se que embora balance os átomos de carbono e de hidrogênio, agora temos 4 átomos de oxigênio nos produtos enquanto unicamente temos 2 nos reativos.

Se duplicamos o número de átomos de oxigênio nos reativos, podemos balançar ao oxigênio:

cobrimos a etapa 3, e balançámos a reação do metano com o oxigênio.

Então,

uma molécula de metano reage com duas moléculas de oxigênio para produzir uma molécula de dióxido de carbono e duas moléculas água.

O estado físico da cada substância pode ser indicado usando os símbolos (g), (l), e (s) (para gás, líquido e sólido, respetivamente):

Reatividade química, uso da tabela periódica

Com frequência podemos predizer o comportamento químico de uma substância, se vimos ou sabemos como se comporta uma substância similar.

Por exemplo, o sodio (Na) reage com água (H2Ou) para formar hidróxido de sodio (NaOH) e H2 gasoso:

nota: (aq) indica que está dissolvido em água

Como o Potasio (K) está na mesma família (coluna) que o sodio na tabela periódica, é possível predizer que a reação do K com o H2Ou será similar à do Na:

Não só isso, de fato podemos predizer que todos os metais alcalinos reagem com a água para formar suas hidróxidos e hidrogênio.

Então, as equações químicas são a maneira abreviada que temos os químicos para descrever uma reação química, esta equação, usualmente deve incluir:

Todos os reativos

Todos os produtos

O estado da cada substância

As condições usadas na reação.

CaCO3(g) CaO (s) + CO2(g)

REATIVOS PRODUTOS

Balanço de equações químicas

Dado que assumimos que a lei da conservação da massa se aplica em

todas as reações químicas,

para que uma equação química seja válida, deve estar balançada, isto é o número e tipo de átomos à esquerda, deve estar à direita. Ou seja, devem somar o mesmo em ambos lados, por exemplo:

CaCO3(g) CaO (s) + CO2(g)

reativos

produtos

1 Ca

1 Ca

1 C

1 C

3 Ou

3 Ou

CaCO3(g) CaO (s) + CO2(g)

Como se faz? Seguindo estes 4 pasitos:

Passo 1. Conta o número de átomos da cada elemento em ambos lados da equação

Passo 2. Inspeciona a equação e determina que átomos não estão balançados

Passo 3. Balança um átomo ao mesmo tempo empregando os coeficientes de um ou mais compostos

Passo 4. A cada vez que ache que já está balançada a equação repete o passo 1.

Passo 5. Não te atarantes!

EXEMPLOS

Passo 1.e 2

HCl + Ca ;< CaCl2 + H2

1H 2H Sem balançar

1Cl 2Cl Sem balançar

1Ca 1Ca

NÃO

Passo 2.

2HCl + Ca ;< CaCl2 + H2

Passo 3.

2H 2H balançado

2Cl 2Cl balançada

1Ca 1Ca

Equação balançada 2HCl + Ca ;< CaCl2 + H2

Passo 1.e 2. C2H6 + Ou2 ;< CO2 + H2Ou

6H 2H Sem balançar

2C 1C Sem balançar

2Ou 3Ou Sem balançar

Passo 2.

Passo 3.Balançar primeiro a molécula maior

C2H6 + Ou2 ;< 2CO2 + 3H2Ou

6H 6H balançado

2C 2C balançado

2Ou 7Ou Sem balançar

Passo 3.a Agora balançamos Ou

C2H6 + 3.5Ou2 ;< 2CO2 + 3H2Ou

Passo 4.a

6H 6H balançado

2C 2C balançado

7Ou 7Ou balançada

Multiplicamos por dois: 2C2H6 + 7Ou2 ;< 4CO2 + 6H2Ou

Descomposição da urea:

(NH2) 2CO + H2Ou ;< NH3 + CO2

6H 3H Sem balançar

2N 1N Sem balançar

1C 1C balançado

2Ou 2Ou balançada

Para balançar unicamente duplicamos NH3 e assim:

(NH2) 2CO + H2Ou ;< 2NH3 + CO2

6H 3H balançado

2N 2N balançado

1C 1C balançado

2Ou 2Ou balançada

Mais exemplos:

CH3OH + PCl5 ;< CH3Cl + POCl3 + H2Ou

4H 5H não balançado

1C 1C balançado

1Ou 2Ou não balançada

1P 1P balançado

5Cl 4Cl não balançada

Precisamos mas cloro na direita:

CH3OH + PCl5 ;< 2CH3Cl + POCl3 + H2Ou

Precisa-se mais C na esquerda, duplicamos CH3OH

2CH3OH + PCl5 ;< 2CH3Cl + POCl3 + H2Ou

Pronto, já está balançada!