Planejamento de aula 2º ano-Balanceamento de Equações químicas

. Método da tentativa

4 passos ou a regra do MetalAmetalCarbonoHidrogenioOxigenio (MACHO)

1-Escolher o elemento que apareça apenas uma vez no primeiro e segundo membro da equação (reagente e produto);2-Dentre aqueles que atendam ao quesito 1, optar pelo que tenha índices maiores.3-Escolhido o elemento, transpor os seus índices, usando-os como coeficientes.4-Com a inversão, observar os elementos que já estão balanceados, utilizando-os para balancear o restante.

Exemplo 1: Mn3O4 + Al → Al2O3 + Mn

Aplicando a primeira regra, observamos que os elementos Mn, Al e O aparecem apenas uma vez no primeiro e segundo membros da equação.

Aplicando a segunda regra, vamos ver quem apresenta o maior índice, somando os dois membros:

Mn: 3 + 1 = 4 O: 4 + 3 = 7 Al: 1 + 2 = 3

O oxigênio é o que apresenta os índices maiores.

Aplicando a terceira regra, vamos inverter os índices do oxigênio, fazendo com que passem a ser coeficientes nos membros inversos:

3 Mn3O4 + Al → 4 Al2O3 + Mn.

Veja que teremos 12 átomos de oxigênio em cada membro (3x4 = 4x3).

Continuando a aplicar as regras, veja que teremos o Mn definido no primeiro membro (3x3) e o Al no segundo membro (4x2). Basta acertar esses elementos nos membros que estão indefinidos e o balanceamento estará pronto.

3 Mn3O4 + 8 Al → 4 Al2O3 + Mn. (acertamos o alumínio no primeiro membro)

3 Mn3O4 + 8 Al → 4 Al2O3 + 9 Mn. (acertamos o manganês no segundo membro)

***Sempre o balanceamento deverá ter os menores números inteiros possíveis.

Exemplo 2: C2H4 + O2 → CO2 + H2O

Aplicando a primeira regra, observamos que os elementos C e H aparecem apenas uma vez no primeiro e segundo membros da equação. O oxigênio aparece duas vezes no segundo membro (CO2 e H2O) e está descartado de iniciar o balanceamento.

Aplicando a segunda regra, vamos ver quem apresenta o maior índice, somando os dois membros:

C: 2 + 1 = 3 H: 4 + 2 = 6

O hidrogênio é o que apresenta os índices maiores.

Aplicando a terceira regra, vamos inverter os índices do hidrogênio, fazendo com que passem a ser coeficientes nos membros inversos:

Veja que teremos 8 átomos de hidrogênio em cada membro (2x4 = 4x2).

Continuando a aplicar as regras, veja que teremos o C definido no primeiro membro (2x2). O oxigênio não tem como ser acertado ainda (falta os coeficientes de ambos os membros).

2 C2H4 + O2 → 4 CO2 + 4 H2O (acertamos o carbono no segundo membro)

2 C2H4 + O2 → 4 CO2 + 4 H2O (veja que temos o oxigênio definido no segundo membro, ou seja, (4x2) + (4x1), o que indica que temos 12 átomos de oxigênio no segundo membro). Deveremos ter 12 no primeiro membro. Temos que encontrar um valor que multiplicado por 2, dê 12. Isso faz pensar numa equação de primeiro grau (um número y, que multiplicado por 2, dá 12. 2y=12. y=6)

2 C2H4 + 6 O2 → 4 CO2 + 4 H2O (veja que os coeficientes devem ser divididos por 2, para que fiquem os menores números inteiros)

1 C2H4 + 3 O2 → 2 CO2 + 2 H2O

Exercício de Fixação1) Faça o balanceamento das reações químicas abaixo:

a) SO2 + O2 → SO3 2SO2 + O2 → 2SO3 b) N2 + H2 → NH3 N2 + 3H2 → 2NH3c) HNO3 + Ca(OH)2 → Ca(NO3)2 + H2O 2HNO3 + Ca(OH)2 → Ca(NO3)2 + 2H2Od) Mg + H3PO4 → Mg3(PO4)2 + H23Mg + 2H3PO4 → Mg3(PO4)2 + 3H2 e) Fe(OH)3 + H2SO3 → Fe2(SO3)3 + H2O 2Fe(OH)3 + 3H2SO3 → Fe2(SO3)3 + 6H2Of) CO + O2 → CO2CO + ½ O2 → CO2 g) Ca(HCO3)2 + HCℓ → CaCℓ 2 + CO2 + H2O Ca(HCO3)2 + 2HCℓ → CaCℓ 2 + 2CO2 + 2H2Oh) C2H5OH + O2 → CO2 + H2OC2H5OH + 3O2 → 2CO2 + 3H2Oi) Ag2O → Ag + O2

j) Al + O2 → Al2O3

k) H4 + O2 --> CO2 + H2Ol) Fe + H2O --> Fe3O4 + H2

- Cálculos EstequiométricosLembrando que:

Mol – Grandeza utilizada para medir a quantidade de matéria

Equivale a 6,02 x 10^23 – número de Avogrado.

1 mol de Hidrogênio = 6,02 x 10^23 átomos de H

1 mol de Prata = 6,02 x 10^23 átomos de Prata

Massa molar – é a massa em gramas, referente a 1 mol de substancia ou elemento a unidade de massa molar é g\mol.

O valor da massa molar de cada elemento pode ser encontrado na tabela periódica.

Se na substância tiver mais de um elemento ou do mesmo elemento, calcula-se somando as massas atômicas destes elementos. Se tiver do mesmo, multiplica-se.

Exemplo 0 – Calcule a massa molar das substancias abaixo:

H2O = 16 + 2. (1) = 18g

C12H22O11 = 11. (16) + 22. (1) + 12. (12) = 342g

Ca(NO3)2 = 2.3.(16) + 2. (14) + 40 = 164g

Exemplo 1 – Calcule a quantidade de matéria existente em 24 gramas de átomos de carbono.

Dado: C= 12g\mol 1mol____6,02 x 10^23_______Massa molar

1mol __________12g

Xmol___________24g

Exemplo 2 – Calcular o número de átomos de prata existentes em uma peça de 5,4 gramas desse metal. Dado Ag = 108 g\mol

Número de Avogrado: 6,02 x 10^23

6,02 x 10^23_________1 mol = 108 g\mol

X__________________5,4g

Exemplo 3 – Calcular o número de moléculas existentes em 0,2 mol de água.

1mol ______ 6,02 x 10^23

0,2 mol ______x

Exercícios:1) Calcule as massas molares das substancias cujas fórmulas são representadas abaixo:

a) HCl b) Na2Co3c) K20d) H3PO4

2) Um cientista dispõe de 19,2 g de átomos oxigênio (O = 16). Qual o número de mols que este cientista pode contar?

RESPOSTA 0,6 mol

3) Determine o número de moléculas existente em 160 g de hidróxido de sódio (NaOH). (H=1, O=16, NA=23)

RESPOSTA 2,4×1024

4) Em uma partida de futebol, um atleta gasta 180 g do carboidrato C3H6O3. Quantos mols essa quantidade corresponde?

5) Qual a massa de 2,5 mols de ácido sulfúrico (H2SO4)? 6) Em 600 g de agua, existem:

a) Quantos átomos?b) Quantos mols?

7) Num recipiente existem 2,94 g de ácido fosfórico (H3PO4). Quantas moléculas do ácido existem nesse recipiente?

8) (PUC-MG) Os motores a diesel lançam na atmosfera diversos gases, entre eles o dióxido de enxofre e o monóxido de carbono. Uma amostra dos gases emitidos por um motor a diesel foi recolhida. Observou-se que ela continha 0,2 mol de dióxido de enxofre e 3,0 x 10^23 moléculas de monóxido de carbono. A massa total, em gramas, referente à amostra dos gases emitidos, é igual a:

Dados: S=32; O=16

a) 12,8

b) 14,4

c) 26,8

d) 40,4

Estequiometria: É o estudo das relações entre as quantidades dos reagentes e / ou produtos de uma reação química.

Para realizarmos estes cálculos devemos:

* Escrever a equação química da reação química envolvida no problema.

*Acertar os coeficientes estequiométricos da equação. (Balancear a equação).

* Estabelecer uma regra de três entre as grandezas envolvidas (o que se pede e os dados), obedecendo aos coeficientes da equação (os coeficientes indicam a proporção entre o número de mols).

* Se necessário, fazer a transformação do número de mols para outra grandeza (massa, volume, número de moléculas, etc).

Outra opção (verificar o que fica mais claro)

1. fazer o balanceamento da equação química (acertar os coeficientes estequiométricos);2. fazer contagem de mol de cada substância;3. ler no problema o que pede;4. relacionar as grandezas;5. calcular com regra de três (proporção).

É sempre importante relacionar as substâncias que tem dados e a substância que se deseja calcular alguma grandeza.

TEM CONTINUAÇÂO

SOLUÇÕES

As misturas podem ser homogêneas ou heterogêneas.

As misturas homogêneas possuem uma fase. As misturas heterogêneas possuem duas ou mais fases distintas.

Solução é uma mistura homogênea entre duas ou mais substâncias. O processo utilizado para obter essa mistura é chamado de dissolução.

Uma solução é sempre formada pelo soluto e pelo solvente.

Soluto – substância que será dissolvida.

Solvente – substância que dissolve.

A água é chamada de solvente universal. Isso porque ela dissolve muitas substâncias e está presente em muitas soluções.

COEFICIENTE DE SOLUBILIDADE

Quando adicionamos sal a um copo com água, dependendo da quantidade colocada neste copo, o sal se dissolverá ou não. O mesmo acontece quando colocamos muito açúcar no café preto. Nem todo o açúcar se dissolverá no café. A quantidade que não se dissolver ficará depositada no fundo.

O Coeficiente de Solubilidade é a quantidade necessária de uma substância para saturar uma quantidade padrão de solvente, em determinada temperatura e pressão.

Em outras palavras, a solubilidade é definida como a concentração de uma substância em solução, que está em equilíbrio com o soluto puro a uma dada temperatura.

Exemplos:

AgNO3 – 330g/100mL de H2O a 25°C

NaCl – 357g/L de H2O a 0°C

Veja que o AgCl é muito insolúvel. Quando o coeficiente de solubilidade é quase nulo, a substância é insolúvel naquele solvente.

Quando dois líquidos não se misturam chamamos de líquidos imiscíveis (água e óleo, por exemplo). Quando dois líquidos se misturam em qualquer proporção, ou seja, o coeficiente de solubilidade é infinito, os líquidos são miscíveis (água e álcool, por exemplo).

Classificação das Soluções Quanto à Quantidade de Soluto

De acordo com a quantidade de soluto dissolvida na solução podemos classificá-las em: solução saturada, solução insaturada e solução supersaturada.

Solução Saturada – são aquelas que atingiram o coeficiente de solubilidade. Está no limite da saturação. Contém a máxima quantidade de soluto dissolvido, está em equilíbrio com o soluto não-dissolvido, em determinada temperatura. Dizer que uma solução é saturada é o mesmo que dizer que a solução atingiu o ponto de saturação.

Solução Insaturada (Não-saturada) – são aquelas que contém menos soluto do que o estabelecido pelo coeficiente de solubilidade. Não está em equilíbrio, porque se for adicionado mais soluto, ele se dissolve até atingir a saturação.

Solução Supersaturada – são aquelas que contém mais soluto do que o necessário para formar uma solução saturada, em determinada temperatura. Ultrapassa o coeficiente de solubilidade. São instáveis e podem precipitar, formando o chamado precipitado ou corpo de chão.

CURVAS DE SOLUBILIDADE

São gráficos que apresentam variação dos coeficientes de solubilidade das substâncias em função da temperatura.

Veja os coeficientes de solubilidade do nitrato de potássio em 100g de água. A a partir destes dados é possível montar a curva de solubilidade.

Para qualquer ponto em cima da curva de solublidade, a solução é saturada.Para qualquer ponto acima da curva de solubilidade, a solução é supersaturada.Para qualquer ponto abaixo da curva de solubilidade, a solução é insaturada.