3 Fórmulas - Equações - Grandezas

QUÍMICA GERAL

Prof. Dr. Silvio Marinho 1

FACULDADE ESTÁCIO SÃO LUÍS

Fórmulas, Equações e Grandezas Químicas

Prof. Dr. Silvio C. Marinho

Objetivos

Reconhecer os compostos químicos representados por suas fórmulas

químicas;

Compreender os aspectos quantitativos de composição química;

Aplicar os conceitos de massa atômica, massa molecular, mol e massa

molar;

Entender que as equações químicas representam as transformações que

acontecem durantes as reações químicas.

FÓRMULAS QUÍMICAS

• FÓRMULAS QUÍMICAS: formas resumidas de representar a composição química das substâncias por meio de símbolos químicos

• Por composição entende-se não apenas os elementos presentes, mas também o número de cada tipo de átomos que estão combinados

FÓRMULA MOLECULAR

• Fórmula molecular indica o número exato de átomos de cada elemento na menor unidade de uma substância.

FÓRMULA EMPÍRICA

• Fórmula empírica indica quais os elementos presentes e a razão mais simples em números inteiros entre eles, mas não necessariamente o número de átomos real em uma dada molécula.

• São mais simples: fórmula mínima.

Exemplos

Exemplos

GRANDEZAS QUÍMICAS

• Principais grandezas químicas: massa atômica, massa molecular, número de Avogrado, mol e massa molar.

MASSA ATÔMICA

• Massa atômica (ou peso atômico): massa de um átomo em unidades de massa atômica (u)

• Convencionou-se a massa atômica do elemento carbono como padrão para a medida das massas atômicas dos outros elementos

MASSA ATÔMICA

• Uma unidade de massa atômica (u) é definida como a massa igual a 1/12 da massa de um átomo de carbono-12 (6 prótons e 6 nêutrons)

MASSA MOLECULAR

• Massa molecular (ou peso molecular): soma das massas atômicas (em u) dos átomos presentes em uma molécula

Exemplos

MOL

• Átomos e moléculas são medidos em mol (pl. mols): unidade para exprimir grandes quantidades

• Um par (duas espécies); uma dúzia (12 espécies); uma grosa (144 espécies)

MOL

• Mol: quantidade de substância que contém tantas entidades elementares (átomos, moléculas ou outras partículas) quantas existem em, exatamente, 12g do isótopo carbono-12.

• O número de átomos existente em 12g de carbono-12 é determinado experimentalmente: Número de Avogadro

NA e MASSA MOLAR

• Número de Avogadro (NA): 6,0221415 x 1023

1 mol de átomos de hidrogênio contém 6,022 x 1023 átomos de hidrogênio

• Massa molar: massa (em gramas ou quilogramas) de um mol de unidades (como átomos ou moléculas) de uma substância – molar: adjetivo formado do substantivo “mol”

• É numericamente igual à massa atômica em u

Exemplos

REFERÊNCIA

• MAIA, D.J.; BIANCHI, J.C. Química Geral: Fundamentos . São Paulo: Pearson, 2007.

Estequiometria

Prof. Dr. Silvio C. Marinho

Objetivos

Entender que as equações químicas representam as transformações que

acontecem durantes as reações químicas;

Realizar equilíbrios ou balanceamentos das equações químicas

EQUAÇÕES QUÍMICAS

• As substâncias são formadas de átomos

• Esses átomos se juntam em moléculas ou num retículo cristalino

• Essa junção atômica se dá por meio de ligações químicas

• Uma reação ocorre quando as ligações químicas se rompem (quantidade de energia no sistema é alterada)


• A mudança pode acontecer de diversas formas

Liberação de luz, combustão ou

“ferrugem”

Mudanças de cor:

duas substâncias

misturadas criam

uma terceira


• A mudança pode acontecer de diversas formas

Efervescência: liberação de gás

Formação de precipitado:

sólidos que se depositam

no fundo do recipiente


• Numa reação, as substâncias originais (REAGENTES) se combinam e dão origem a outras substâncias (PRODUTOS)


• Informações podem estar contidas:


• Uma reação é representada como EQUAÇÃO QUÍMICA

• Assim como nas receitas de culinária, uma reação depende não apenas dos ingredientes (reagentes), mas também da PROPORÇÃO em que esses ingredientes são empregados


• Representação:


• Conclusão da reação:

O produto da reação (água) tem propriedades muito diferentes das dos reagentes – estado físico, pontos de ebulição (PE) e de fusão (PF).

Houve reação química, portanto.

A natureza dos átomos, contudo, não se alterou: oxigênio continua sendo oxigênio e hidrogênio, hidrogênio.


MAS ATENÇÃO!!!

• Assim como as equações matemáticas, as quantidades de um lado da equação devem ser iguais às quantidades do outro lado.


• Então, para escrever a equação de uma reação, é preciso:

Conhecer a fórmula dos reagentes.

Conhecer a fórmula dos produtos.

Verificar se as quantidades de átomos de um lado da equação (dos reagentes) é igual à quantidade de átomos do outro lado (dos produtos).


• Assim, representando a equação anterior:


• Contudo, na equação anterior, repare que o número de átomos do produto (H2O) é diferente do número de átomos reagentes

• Falta um oxigênio!

• Para igualar esse número, temos que fazer o BALANCEAMENTO da equação.


• BALANCEAMENTO


• BALANCEAMENTO


• O processo é feito acrescentando-se coeficientes

• O coeficiente não altera o número de átomos, mas de moléculas


• Para o exemplo anterior repare que temos duas moléculas de hidrogênio (com 2 átomos cada uma) e uma molécula de oxigênio (também com 2 átomos cada uma).

• O produto são duas moléculas de água

• O número de átomos se mantém dos dois lados: 4 átomos de hidrogênio e 2 átomos de oxigênio.





BALANCEAMENTO DEEQUAÇÕES QUÍMICAS




EXERCITANDO

EXERCITANDO

EXERCITANDO

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