Apostila de Química - recuperado - prof-willyan.webnode.com · Quantos mols de átomos de N apresenta? Solução: ... Exemplo 2.2 – Quantos mols de átomos de cobre estão presentes

Disciplina: Química Aplicada Prof. Dr. Willyan Machado Giufrida

Apostila de Química – Parte 4

4. Relembrando!

4.4. Mols de átomos

Uma coleção ou grupo de números de Avogadro de átomos (6,02 x 1023) recebe um

nome especial: um mol de átomos. (Mol é usado oficialmente pelo SI.) Entretanto, devido à massa atômica do oxigênio ser 16,0, podemos dizer que um átomo de oxigênio tem uma massa de 16,0u e, em adição, que um mol de átomos de oxigênio tem uma massa de 16,0 gramas. Similarmente, podemos dizer que para o elemento enxofre (massa atômica 32,1), a massa de um átomo é 32,1u, e a massa de um mol de átomos de enxofre é 32,1 gramas. E lembrando: um mol de átomos de oxigênio, átomos de enxofre, átomos de ferro ou átomos de qualquer elemento consiste em 6,02 x 1023

átomos.

Exemplo 2.1 – Uma amostra de nitrogênio gasoso contém 4,63 x 1022 átomos de N. Quantos mols de átomos de N apresenta?

Solução:

Desde que 6,02 x 1023 átomos e 1 mol de átomos são medidas equivalentes, escrevemos: 6,02

x 1023 átomos de N � 1 mol de átomos de N onde, como anteriormente (Capítulo 1),

usamos o símbolo � para indicar equivalência. Entretanto,

Desta relação, obtemos um fator unitário:

e a usamos para calcular a quantidade de mol de átomos de N em 4,63 x 1022 átomos de:

Exemplo 2.2 – Quantos mols de átomos de cobre estão presentes em 3,05 gramas de cobre?


(Massa atômica: Cu = 63,5.)

Solução:

Um átomo de cobre tem uma massa de 63,5u, e assim um mol de átomos de Cu tem uma massa de 63,5g. Entretanto, podemos escrever a equivalência:

4.5. Mols de moléculas

Usamos o mol não somente para quantificar átomos, mas também outras coisas, como por exemplo, moléculas. Poderíamos citar um mol de moléculas de água, de moléculas de dióxido de carbono, ou de moléculas de açúcar. Em cada caso um mol de moléculas é 6,02 x 1023 moléculas, que é o número de Avogadro de moléculas.

Como podemos determinar a massa de um mol de moléculas? Para cada substância a massa de um mol de moléculas em gramas é numericamente igual à massa molecular. Isso significa que cada vez que adicionamos massas atômicas para obter a massa molecular (em u), ao mesmo tempo estamos obtendo a massa de um mol de moléculas (em gramas), por serem numericamente as mesmas.

Exemplo 2.3 – Qual é a massa de 1,00 mol de moléculas de dióxido de enxofre (SO2)?

(Massas atômicas: S = 32,1; O = 6,0.).

Solução: A massa de uma única molécula SO2 é a soma de suas massas atômicas: 32,1u + 2(16,0u), ou 64,1u. Assim, se uma molécula de SO2 tem uma massa de 64,1u, 1,00 mol de moléculas de SO2 tem uma massa de 64,1u:

4.6. Mols de fórmulas unitárias

Podemos quantificar fórmulas unitárias pelo mol. Por exemplo, um mol de fórmula unitária de carbeto de silício (SiC) e 6,02 x 1023 fórmulas unitárias (cada uma consiste em um átomo de Si e um átomo de C). A massa de uma fórmula unitária é igual à soma de suas massas atômicas (expressas em u), e a massa de um mol de fórmulas unitárias é o mesmo número, mas é expresso em gramas.


Exemplo 2.4 – Calcular a massa de 1,00 mal de fórmulas unitário de nitrato de potássio, KNO3. (Massas atômicas: K = 39,1; N = 14,0; O = 16,0.).

Solução: A massa de uma fórmula unitária de KNO3 é a soma de suas massas atômicas: 39,1u + 14,0u + 3(16,0u), ou 101,1u. Portanto, a massa de 1,00 mol de fórmula unitária é 101,1g.

4.7. Compostos Iônicos

Os compostos iônicos constituem outra classe principal dos compostos. Eles consistem em íons, átomos ou grupos de átomos que têm uma carga elétrica positiva ou negativa. Muitos compostos com os quais estamos familiarizados são compostos por íons. O sal de cozinha, o cloreto de sódio (NaCl), e o cal (CaO) são apenas dois deles. Para reconhecer os compostos iônicos e escrever as fórmulas desses compostos, é importante que se conheçam as fórmulas e as cargas de íons comuns. Também é preciso conhecer os nomes dos íons e ser capaz de nomear os compostos que eles formam.


4.7.1. Íons

Os átomos de muitos elementos podem perder ou ganhar elétrons durante uma reação química. Para poder prever o resultado das reações químicas, é preciso saber se um elemento vai provavelmente ganhar ou perder elétrons, e quantos.

Nome Comum Nome Fórmula Íons Envolvidos

Calcita Carbonato de cálcio CaCO3 Ca2+ , CO3 2-

Fluorita Fluoreto de cálcio CaF2 Ca2+ , F-

Gipsita Sulfato de cálcio dihidratado CaSO4 . 2 H2O Ca2+ , SO4 2-

Hematita Óxido de ferro (III) Fe2O3 Fe3+ , O2-

Orpimento Sulfeto de arsênico As2S3 As3+ , S2-


4.7.2. Cátions

Se um átomo perder um elétron (que é transferido a um átomo de outro elemento durante uma reação), o átomo tem agora menos elétrons negativos do que prótons positivos no núcleo. O resultado é um íon positivamente carregado chamado de cátion.

Átomo de Li → e- + cátion Li+

(3 prótons e 3 elétrons) → (3 prótons e 2 elétrons)

4.7.3. Ânions

Inversamente, se um átomo ganhar um ou mais elétrons, terá então mais elétrons negativamente carregados do que prótons nucleares. O resultado é um ânion.

Átomo de O + 2e- → e- + ânion O-2

(8 prótons e 8 elétrons) → (8 prótons e 10 elétrons)

Aqui o átomo de O ganhou dois elétrons e ficou com excesso deles, e assim se escreve o símbolo do ânion como O-2.

4.7.4. Íons Monoatômicos

Os íons monoatômicos são átomos solitários que ganharam ou perderem elétrons. Os metais tipicamente perdem elétrons para formar cátions monoatômicos, e os não-metais geralmente ganham elétrons para formar ânions monoatômicos. Como pode-se prever o número de elétrons ganhos ou perdidos? Isso depende basicamente da configuração eletrônica do elemento em estudo ao que se refere à Regra do Octeto, em que o elemento deve apresentar 8 elétrons em sua última camada ou obedecer a configuração dos gases nobres, mas vale lembrar que esta regra apresenta exceções e pode não ser aplicável na prática. Metais dos grupos 1A a 3A apresentam quase todas as carga iônica relativa ao nível em que sem encontram. Por exemplo, um metal do nível 1A formará preferencialmente um íon de carga +1, e um metal 2A um íon de carga +2, como se vê nos íons Na+, Ca+2, Al+3.


Grupo Átomo do Metal Variação

nos elétrons

Cátion Matálico Resultante

1 Na (11 prótons, 11 elétrons) -1 → Na+ (11 prótons, 10 elétrons)

2 Ca (20 prótons, 20 elétrons) -2 → Ca+2 (20 prótons, 18 elétrons)

3 Al (13 prótons, 13 elétrons) -3 → Al+3 (13 prótons, 10 elétrons)

Metais de transição (elementos do grupo B) também formam também formam cátions. Porém, ao contrário dos metais do Grupo A, nenhum padrão ou comportamento previsível ocorre nos cátions dos metais de transição. Além disso, muitos desses metais formam diversos íons diferentes. Um composto que contém ferro, por exemplo, pode conter íons Fe+2 ou Fe+3. De fato, íons +2 e +3 são tipos de metais de transição.

Grupo Átomo do Metal Variação nos elétrons

Cátion Matálico Resultante

7 Mn (25 prótons, 25 elétrons) -2 → Mn+2 (25 prótons, 23 elétrons)

8 Fe (26 prótons, 26 elétrons) -2 → Fe+2 (26 prótons, 24 elétrons)

9 Fe (26 prótons, 26 elétrons) -3 → Fe+3 (26 prótons, 23 elétrons)

Os não metais geralmente formam íons que têm uma carga negativa igual a 8 menos o número do grupo do elemento. Por exemplo, o nitrogênio está no grupo 5A e, portanto, formam um íon que tem -3 porque um átomo de nitrogênio pode ganhar três elétrons.


Grupo Átomo do Metal Variação

nos elétrons Cátion Matálico Resultante

15 N (7 prótons, 7 elétrons) +3(8-5) → N-3 (7 prótons, 10 elétrons)

16 S (16 prótons, 16 elétrons) +2(8-6) → S-2 (16 prótons, 18 elétrons)

17 Br (35 prótons, 35 elétrons) +3(8-7) → Br- (35 prótons, 36 elétrons)

Já no caso dos metais de transição e dos semi-metais, essa tendência não é vista, e irá depender das propriedades periódicas dos elementos, como raio atômico e afinidade eletrônica.

Tabela de Cátions comuns


Tabela de Ânions comuns

4.7.5. Íons Poliatômicos

Os íons poliatômicos são constituídos por dois ou mais átomos, e o conjunto apresenta uma carga elétrica. Por exemplo, o íon carbonato, CO3

-2, é um ânion poliatômico comum que consiste em um átomo de carbono três átomos de oxigênio. O íon tem duas unidades de carga negativa porque há dois elétrons a mais (um total de 32) no íon do que prótons (um total de 30) nos núcleos.

Um cátion poliatômico comum é o NH4+, o íon amônio. Nesse caso, quatro átomos de

H cercam um átomo de N, e o íon tem uma carga elétrica +1. Esse íon tem dez elétrons, mas há 11 prótons positivamente carregados nos núcleos dos átomos de nitrogênio e hidrogênio.


4.7.6. Fórmulas dos compostos Iônicos

Os compostos iônicos são compostos formados por íons. Para um composto ser eletricamente neutro – não ter nenhuma carga líquida, os números de íons positivos e negativos devem ser tais que as cargas positivas compensem as negativas. No cloreto de sódio, o íon sódio tem carga +1 (Na+) e o íon cloreto tem carga -1 (Cl-). Esses íons devem estar presentes na razão de um para um, e a fórmula é NaCl.

O alumínio é um metal do Grupo 13 e, portanto perde três elétrons para formar o cátion Al+3. O oxigênio é um não metal no Grupo 16 e, portanto, ganha dois elétrons para formar o ânion O-2. Observe que a carga no cátion é o que está subscrito no ânion (e vice versa).

Isso normalmente funciona bem, mas tenha cuidado. Os subscritos em Ti+4 + O-2 são reduzidos à relação mais simples (1 Ti para 2 O e não 2 Ti para 4 O).


O cálcio é um metal do Grupo 2 e forma um cátion que tem uma carga +2. Pode combinar-se com uma variedade de ânions para formar compostos iônicos como os na tabela a seguir:

4.7.7. Nomeando os Íons positivos (Cátions)

Com algumas exceções (como NH4+), os íons positivos descritos neste texto são íons metálicos. A nomenclatura dos íons positivos segue as regras:

1. Para um íon positivo monoatômico, isto é, um cátion metálico, o nome é aquele do metal mais a palavra “cátion”. Por exemplo, já nos referimos ao Al+3 como o íon alumínio.

2. Alguns casos ocorrem especialmente na série de transição, em que um metal pode formar mais de um tipo de íon positivo. Nesses casos, a carga do íon é indicado geralmente por um numeral romano entre parênteses imediatamente depois do nome do íon. Por exemplo, Co+2 é o íon cobalto (II), e o Co+3 é o íon cobalto (III).

4.7.8. Nomeando os Íons negativos (Ânions)

Há dois tipos de íon negativo que devem ser considerados: aqueles que têm somente um átomo (monoatômico) e aqueles que têm diversos átomos (poliatômicos).

1. Um íon negativo monoatômico é nomeado adicionando-se o sufixo – eto à raiz do nome do elemento do não metal de que o íon é derivado. Os ânions dos elementos do Grupo 17, o halogênios, são conhecidos como fluoretos, cloreto, brometo e iodeto e, como grupo, são chamados de íons haletos.

2. Os íons negativos poliatômicos são comuns,


especialmente aqueles que contêm o oxigênio (chamados oxoânios). Embora a maioria desses nomes deva simplesmente ser aprendida, algumas diretamente podem ajudar. Por exemplo, considerar os seguintes pares dos íons:

NO3- é o íon nitrato, enquanto NO2

- é o íon nitrito;

SO4-2 é o íon sulfato, enquanto SO3

-2 é o íon sulfito.

4.7.9. Nome dos compostos Iônicos

O nome dos compostos iônicos é construído a partir dos nomes dos íons positivo e negativo no composto. O nome do íon negativo é fornecido primeiro, seguido pelo nome do íon positivo, ligado pela preposição “de”. Exemplos de nomes de compostos iônicos são mostrados na tabela a seguir:

4.8. As fórmulas Químicas

Apenas símbolos são usados para representar elementos ou seus átomos, as fórmulas são usadas para representar compostos ou agregados de seus átomos. Vários tipos de fórmulas químicas são úteis; as mais importantes são as fórmulas empírica e fórmulas estruturais.


4.8.1. Os significados das Fórmulas Químicas

A fórmula química é geralmente usada para representar uma substância. Assim, por exemplo, H2O representa a substância água, NaCl representa sal de cozinha, e C9H8O4, aspirina. Qualitativamente, uma fórmula simplesmente representa o nome de uma substância.


Quantitativamente, a fórmula representa uma molécula ou uma fórmula unitária de

uma substância, e esta indica o número de cada tipo de átomo em uma molécula ou fórmula unitária. Assim, a fórmula molecular do composto nicotina, C10H14N2 indica que uma molécula de nicotina consiste em 10 átomos de C, 14 átomos de H e 2 átomos de N. Analogamente, a fórmula empírica K2SO4 para o composto não-molecular sulfato de potássio indica que uma fórmula unitária de sulfato de potássio consiste em 2 átomos de potássio, 1 átomo de enxofre e 4 átomos de oxigênio.

Quantitativamente, a fórmula química é também usada para representar um mol de moléculas ou fórmulas unitárias de uma substância. Ela descreve a composição de substância especificando o número de mols de átomos de cada elemento em um mol de moléculas ou fórmulas unitárias. Assim, um mal de moléculas de nicotina (C10H14N2) consiste em 10 mols de átomos de carbono, 14 mols de átomos de hidrogênio e 2 mols de átomos de nitrogênio. Analogamente, 1 mol da fórmula unitária de K2SO4 consiste em 2 mols de átomos de potássio, 1 mol de átomos de enxofre e 4 mols de átomos de oxigênio.



4.8.2. Composição estequiométrica A composição estequiométrica, também chamada de fórmula estequiométrica, é o

estudo da relação entre a fórmula de um composto e a proporção de seus elementos constituintes.

Exemplo 4.1 – A fórmula empírica para o carbonato de lítio é Li2CO3. Uma fórmula unitária de Li2CO3 consiste em quantos átomos de cada elemento?

Solução: A partir da fórmula, vemos que em uma fórmula unitária de Li2CO3 há 2 átomos de Li; 1 átomo de C e 3 átomos de O.

Exemplo 4.2 – Em 1,00 mol da fórmula unitária de Li2CO3, quantos mols de átomos

de Li, C e O estão presentes? Solução: A fórmula mostra que 1,00 mol de fórmula unitária de Li2CO3 consiste em

2,00 mols de átomos de Li, 1,00 mol de átomos de C e 3,00 mols de átomos de O. Exemplo 4.3 – A fórmula molecular da cafeína é C8H10O2N4. Em uma amostra

contendo 0,150 mols de moléculas de cafeína, quantos mols de átomos de C, H, O e N estão presentes?

Solução: Em 0,150 mol de moléculas de C8H10O2N4 há:


4.8.3. Determinação da Análise Elementar a partir de fórmulas

Dada a fórmula empírica ou molecular, podemos facilmente determinar a análise elementar de um composto, também conhecida como sua composição percentual em massa.

Exemplo 4.4 – O ácido butírico, um composto produzido quando a manteiga se deteriora, tem a fórmula C4H8O2. Você pode dizer se esta é a fórmula molecular apenas olhando-a? Qual é a análise elementar do ácido butírico?

Solução: Começamos encontrando o número de mols de átomos de C, H e O em um mol de molécula de C4H8O2. (Realmente, embora 1 mol tome a aritmética um pouco mais simples, qualquer número de mols também poderá ser usado.) Um mol de moléculas de C4H8O2 possui 4 mol de átomos de C, 8 mol de átomos de H e 2 mol de átomos de O.

Agora necessitamos encontrar a massa de cada uma destas quantidades. Da tabela da periódica dos elementos, obtemos as seguintes massas atômicas: C = 12,0; H = 1,01e O = 16,0. Destes dados, sabemos que 1 mol de átomos de C tem urna massa de 12,0 g; 1 mol de átomos de H tem uma massa de 1,01 g; e 1 mol de O tem uma massa de 16,0 g. Agora quais massas destes elementos estão presentes em 1 mol do composto?

Assim, a massa de 1 mol de C4H8O2 é 48,0 g + 8,08 g + 32,0 g + 88,1 g. Agora tudo que precisamos fazer é encontrar a contribuição percentual de cada elemento na massa de 88,1 g:


4.8.4. Determinação da Fórmula Empírica a partir de uma análise elementar

Uma fórmula empírica expressa as razões entre os números de mols de átomos e um mol de fórmulas unitárias. Isto fornece um meio de achar a fórmula empírica de um composto pela sua análise.

Exemplo 4.5 – Acredita-se que o nitrato de peroxiacetila (NPA) desempenha um papel na formação da neblina fotoquímica. Ele tem a seguinte composição percentual em massa: 19,8% de C; 2,5% de H; 66,1 % de O e 11,6% de N. Qual é a fórmula empírica do (NPA)?

Solução: Iniciamos considerando alguma quantidade de NPA e achando quantos gramas de C, H, O e N. estão presentes nesta quantidade. Realmente, qualquer quantidade servirá porque estamos somente procurando uma razão, porém é conveniente escolher exatamente 100 g. Isto faz com que o número de gramas de um elemento seja numericamente igual à percentagem daquele elemento(19,8%de 100 g é 19,8 g, por exemplo.) Em 100 g de NPA há, portanto, 19,8 g de C, 2,5 g de H, 66,1 g de O e 11,6 g de N.

A seguir necessitamos encontrar o número de mols de cada espécie de átomos nesta amostra de 100,0g. Desde que 1 mol de cada elemento tem uma massa que é numericamente igual a sua massa atômica, porém expresso em gramas, os números de mols dos quatros elementos são:


Agora, precisamos determinar a razão simples entre esses números de mols. Esta razão

expressa os números relativos de mols dos átomos de cada elemento no composto e pode ser escrita (para C, H, O e N) como 1,65: 2,5: 4,13: 0,829. E isto conduz a uma fórmula empírica com frações decimais como subíndices:

C1,65H2,5O4,13N0,829

A fim de converter a razão expressa em números inteiros, dividimos cada um dos números pelo menor deles; neste caso, por 0,829. [NOTA: dividindo-se todos os números pelo mesmo número (diferente de zero) a razão nunca muda.]

Estes números podem ser arredondados dando-nos 2: 3: 5: 1, desse modo a fórmula empírica do NPA é C2H3O5N.

4.9. Equações Químicas

Assim como os símbolos químicos e as fórmulas representam elementos e compostos, as equações químicas representam as reações. Por exemplo, considere a combustão (queima) de carbono pelo oxigênio para formar um composto dióxido de carbono. Esta reação é representada pela equação:

C(s) + O2(g) → CO2(g)

À esquerda desta equação estão indica os reagentes, carbono e oxigênio, e à direita, o produto, dióxido de carbono. Usamos "O2" para o oxigênio (em vez de "O"), porque ele representa a molécula de oxigênio. A equação pode ser lida: "Carbono reage (ou combina-se)


com o oxigênio para formar dióxido de carbono". A seta pode ser lida "forma", "produz", "reage para formar" etc. As anotações (s) e (g) não são absolutamente necessárias, porém servem para suplementar a equação básica, dando informação acerca dos estados dos reagentes e produtos. (s) significa sólido, e (g) significa gás. Outras abreviações incluem (l) para líquido e (aq) para uma substância dissolvida em água (solução aquosa).

Os símbolos e fórmulas na equação representam não somente os nomes das várias substâncias; mas também átomos, moléculas e fórmulas unitárias. Assim, a equação anterior pode também ser lida: "Um átomo de carbono combina-se com uma molécula de oxigênio para formar uma molécula de dióxido de carbono".

A equação anterior está balanceada. Uma equação balanceada deve mostrar, entre outras coisas, que os átomos são conservados na reação; todos os átomos nos reagentes devem ter correspondentes nos produtos. Uma equação balanceada é consistente com o fato de que, nas reações químicas, átomos não são criados ou destruí-los.

Outra equação:

CH4(g) + 2O2(g) → CO2(g) + 2H2O(g),

Representa a combustão do metano (gás natural) pelo oxigênio para formar dióxido de carbono e água gasosa (vapor). Esta equação tem o coeficiente 2 tanto em O2 como em H2O a fim de possibilitar o balanceamento da equação. (Subentende-se que o coeficiente de CH4 e CO2 é 1.) Sem estes coeficientes, os átomos de hidrogênio e oxigênio não estariam balanceados; isto é, haveria números desiguais nos lados opostos da equação.

4.9.1. Balanço das equações por tentativas

Muitas das equações químicas mais simples podem ser balanceadas por tentativas, como mostram os seguintes exemplos.

Exemplo 4.6 – Balanceie a equação da queima do butano, C4Hl0, pelo oxigênio, para formar dióxido de carbono e água (omitimos a notação indicando o estado para simplificar):

C4Hl0 + O2 → CO2 + H2O

Solução: Examine a equação e escolha um elemento para balancear em primeiro lugar. Um bom procedimento é iniciar com a fórmula que tem o maior número de átomos ou o maior número de elementos diferentes; neste caso, C4H10.

Etapa 1: Primeiro balanceie o carbono. Notando que há quatro átomos de carbono (em uma molécula de C4H10) no lado esquerdo da equação e somente um no lado direito (na molécula de CO2), começaremos colocando um 4 na frente do CO2:


C4Hl0 + O2 → 4CO2 + H2O

Etapa 2: Agora, olhe para o outro elemento, H, em C4H10. Há 10 átomos de H (em uma molécula de C4H10) à esquerda e somente 2 (em uma molécula de H2O) à direita. A fim de balancear os átomos de H, necessitamos escrever um 5 na frente de H2O porque 5 x 2 =10:

C4Hl0 + O2 → 4CO2 + 5H2O

Etapa 3: Os átomos de oxigênio são os únicos que não estão balanceados à esquerda; para serem balanceados, deve-se colocar um coeficiente apropriado em O2. Contudo, neste caso o coeficiente precisa ser uma fração, por haver um número total de (4 x 2) + 5, ou 13, átomos de oxigênio à direita. Entretanto, escrevemos 13/2, ou 6,5, em frente de O2.

C�H�� + 13

10O� → 4CO� + 5H�O

Etapa 4: As frações são muitas vezes pouco práticas, por isso normalmente usamos somente coeficientes inteiros nas equações balanceadas. (Embora coeficientes fracionários sejam adequados para alguns propósitos, por enquanto, será melhor evitá-los.) Nesta equação, então, eliminamos o 13/2 pela multiplicação por 2:

2C�H�� + 13O� → 8CO� + 10H�O

Etapa 5: Por último, checamos nosso trabalho de adição de número dos átomos de

cada elemento em cada lado da equação:

Ao balancear uma equação, uma regra importante que não deve ser esquecida: nunca altere a fórmula de um reagente ou produto durante o processo de balanceamento. Os seguintes exemplos ilustram as conseqüências do não-cumprimento desta regra.

Exemplo 4.7 – Balanceie a seguinte equação para a queima de hidrogênio pelo oxigênio para formar água:

H2 + O2 → H2O

Solução Incorreta: Não é correto balancear esta equação colocando-se um subíndice 2 após o O em H2O.

H2 + O2 → H2O2


Isto é errado porque altera a equação, não mais descrevendo a mesma reação. Embora

balanceada, a nova equação mostra peróxido de hidrogênio, H2O2, em vez de água. Solução Correta: A equação será corretamente balanceada colocando-se inicialmente

um coeficiente 2 em frente da H2O:

H2 + O2 → 2H2O

e então, colocando um 2 em frente do H2, temos:

2H2 + O2 → 2H2O

4.9.2. Estequiometria de reações

4.9.2.1. Os significados de uma equação química

Qualitativamente, uma equação química simplesmente descreve quais são os produtos e reagentes de uma reação. Por exemplo,

4Fe(s) + 3O2(g) → 2Fe2O3(s)

representa uma reação na qual o ferro reage com oxigênio para formar o óxido de ferro.

Quantitativamente, uma equação química balanceada especifica uma relação numérica das quantidades de reagentes e produtos de uma reação. Estas relações podem ser expressas em termos de quantidades microscópicas: átomos, moléculas, fórmulas unitárias etc., ou em quantidades macroscópicas: mols de átomos, moléculas, fórmulas unitárias etc.

A equação:

4Fe(s) + 3O2(g) 2Fe2O3(s)

Realmente tem dois significados quantitativos: primeiro, que 4 átomos de ferro combinam-se com 3 moléculas de oxigênio para formar 2 fórmulas unitárias de óxido de ferro e, segundo, que 4 mol de átomos de ferro combinam-se com 3 mol de moléculas de oxigênio para formar 2 mol de fórmula unitária de óxido de ferro.

Os coeficientes na equação balanceada descrevem razões fixas das quantidades dos reagentes e produtos. Em escala atômica e molecular, a equação acima estabelece que átomos de ferro e moléculas de oxigênio são consumidos, e fórmulas unitárias de óxido de ferro (óxido de ferro não é um composto molecular) são formadas em uma razão de 4:3:2. Em uma escala real, a equação estabelece que ferro e oxigênio são consumidos, e óxido de ferro é formado em uma razão de 4 mols de átomos de Fe; 3 mols de moléculas de O2; 2 mols de fórmulas unitárias de Fe2O3.


4.9.2.1. Cálculos estequiométricos

Uma equação química balanceada expressa a quantidade química equivalente de reagentes e produtos. Usando o símbolo � para indicar esta equivalência, pode-se dizer que na reação anterior as quantidades de reagentes e produtos estão relacionadas do seguinte modo:

4 átomos Fe � 3 moléculas de O2 � 2 fórmulas unitárias de Fe2O3 a partir do que obtemos os fatores unitários:

É mais importante observar que nesta reação 4 mol de átomos de Fe � 3 mol de moléculas de O2 � 3 mol de fórmulas unitárias de Fe2O3 a partir do que obtemos os fatores unitários:

Fatores unitários como estes podem ser usados para calcular quantidades de reagentes consumidas e produtos formados em reações químicas. Os seguintes exemplos ilustram o procedimento.

Exemplo 4.8 – Nitrogênio gasoso e hidrogênio gasoso combinam-se sob condições apropriadas, para formar o composto amônia, NH3, de acordo com a equação:

N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g)


Quantas (a) moléculas de H2 são consumidas e (b) moléculas de NH3 são formadas

quando 4,20 x 1021 moléculas de N2 reagem?

Solução: (a) A equação indica que uma molécula de N2 reage com 3 moléculas de H2. Assim, o número de moléculas de H2 consumido é:

(b) A equação indica que uma molécula de N2 reage para formar 2 moléculas de NH3. Assim, o número de moléculas de NH3 formado é:

Exemplo 4.9 – Na reação

N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g)

Quantos (a) mols de moléculas de H2 são consumidos e (b) mols de moléculas de NH3 são formados quando 1,38 mols de moléculas de N2 reage?

Solução: (a) A equação indica que 1 mol de moléculas de N2 combina-se com 3 mol de moléculas de H2. Assim, o número de mols de moléculas de H2 consumido é

(b) A equação indica que 1 mol de moléculas de N2 reage para formar 2 mol de moléculas de NH3. Assim, o número de mols de moléculas de NH3 formado é:

Exemplo 4.10 – Quando o sulfeto de chumbo, PbS, e o óxido de chumbo, PbO, são aquecidos juntos, os produtos são chumbo metálico e dióxido de enxofre, SO2:

PbS(s) + 2PbO(s) 3Pb(l) + SO2(g)

Se 14,0 g de óxido de chumbo reagem de acordo com a equação acima, quantos (a) mols de átomos de chumbo, (b) gramas de chumbo, (c) átomos de chumbo e (d) gramas de dióxido de enxofre são formados? (Massas atômicas: Pb =207; S = 32,1; O=16,0).


Solução: Para cada uma destas quatro partes, devemos usar a equação balanceada, e

como a equação estabelece uma relação quantitativa em termos de mais, precisamos primeiro encontrar quantos mols de óxido de chumbo estão presentes antes da reação. Somando-se as massas atômicas do chumbo (207) e oxigênio (16,0), encontramos a massa de fórmulas do óxido de chumbo que é 223. (Um mol de fórmulas unitárias de óxido de chumbo tem uma massa de 223 g.) Portanto, 14,0 g de PbO é:

(a) A equação balanceada indica que cada 2 mol de fórmulas unitárias de PbO formam 3 mol de átomos de Pb. Então 6,28 x 10-2 mol de fórmulas unitárias de PbO forma:

b) A massa atômica do chumbo é 207; então, sabemos que 1 mol de átomos de Pb tem uma massa de 207 g. Assim, 9,42 x 10-2

mol de átomos de Pb tem uma massa de:

d) A equação balanceada indica que cada 2 mol de fórmulas unitárias de PbO forma 1 mol de molécula de SO2. Então, 6,28 x 10-2 mol de fórmulas unitárias de PbO formam:

A massa molecular do SO2 é 32,1 + 2(16,0), ou 64,1; então, 1 mol de moléculas de

SO2 tem massa de 63,1 g. Assim, 3,14 x 10-2 mol de moléculas de SO2 tem uma massa de:

Documents

Apostila de Química - recuperado - prof-willyan.webnode.com · Quantos mols de átomos de N apresenta? Solução: ... Exemplo 2.2 – Quantos mols de átomos de cobre estão presentes