2016 aulas 4 e 5 - progressao ext noite

Química Geral Frente II

Prof. Paulo

Introdução ao Cálculo Estequiométrico

Aulas 4 e 5

Página 269

Introdução ao Cálc. Estequiométrico

Massa Atômica

Massa Molecular

N.º de Avogadro (Mol) e Massa Molar

Reações Químicas e Equações Químicas

Relações Mássicas em Reações Químicas

Massa atômica

^

^

Massa atômica

Massa atômica

Considere os dois isótopos de nitrogênio e as proporções em que são encontrados na natureza: A massa atômica média é determinada segundo:

Massa atômica

Massa molecular

No caso em que se tem moléculas:

Massa Molecular = soma das massas atômicas para os átomos na molécula

Massa molecular

MM (H2SO4) = 2 (MA do H) + (MA do S) + 4 (MA do O) = 2 (1,0 u) + (32,1 u) + 4 (16,0 u) = 98,1 u MM (C6H12O6) = 6 (12u) + 12(1u) + 6(16u) = 180 u FM (NaCl) = 23u + 35,5u = 58,5u

Fórmula-massa: termo aplicável a subst. iônicas

Massa molecular

MM (CuSO4 . 5H2O) = ? MM (CuSO4) = 63,5 u + 32u + 4(16u) = 159,5 u MM (H2O) = 2 (1u) + 16u = 18u MM (CuSO4 . 5H2O) = 159,5u + 5(18u) = 249,5u

Mol

MOL = medida conveniente de quantidades químicas

1 mol de algo = 6,0221421 . 1023 daquele algo

Mol

Um mol é a quantidade de substância que

contém:

6,0221367 × 1023 entidades elementares

(átomos, moléculas ou outras partículas)

1 mol = 6,02 × 1023 = NA

Número de Avogadro (NA)

Mol

1 mol de água 1 mol de cloreto de sódio (sal de cozinha) 1 mol de gás oxigênio

Massa molar

É a massa em gramas de 1 mol de uma substância

1 mol água = 6.1023 moléculas H2O = 18 g

1 molécula de água = 18u MICRO

MACRO

Massa molar

Massas molares

1 mol de água 6.1023 moléculas H2O 18 gramas 1 mol de cloreto de sódio (sal) 6.1023 fórmulas NaCl 58,5 gramas 1 mol de gás oxigênio 6.1023 moléculas O2

32 gramas

Massas molares Há 1 mol de cada substância:

Considerando as massas atômicas

C = 12u S = 32u Fe = 56u Cu =63,5u Hg = 200,6u

Massas molares Há 1 mol de cada substância:

12gC 32gS

56gFe 63,5gCu

200,6g

Relações molares

1 mol de água 1 mol de cloreto de sódio (sal de cozinha) 1 mol de gás oxigênio 1 mol de mercúrio

Equação Química

Fórmulas Químicas

Fórmula percentual

Considere 1 mol da substância metano (CH4):

1mol CH4 = 16g 12gC + 4gH

100g x y

x = 12.100 = 75gC 16

y = 4.100 = 25gH 16

Fórmula percentual

Ou seja, em 100 gramas de metano (CH4) há:

100g 75gC + 25gH

C75% H25%

Fórmula percentual – C2H6

Considere 1 mol da substância etano (C2H6):

1mol C2H6 = 30g 24gC + 6gH

100g x y

x = 24.100 = 80gC 30

y = 6.100 = 20gH 30

C80% H20%

Exemplo

1) Qual a fórmula percentual para o dióxido de

enxofre?

S50% O50%

Aula 4

pág 269

EXERCÍCIOS

Exercícios – Aula 4 pág 269

1) No início do século passado, foram desenvolvidas diversas armas

químicas, dentre as quais o gás fosgênio. Sabe-se que 9,9g

deste gás ocupam 22,4 l nas CNTP, e que é constituído apenas

por átomos de C, O e Cl. Dadas as massas molares C =

12g/mol; O = 16g/mol e Cl=35,5g/mol, a fórmula mínima

correta para esse gás é:

a)C2OCl

2

b)C2OCl

c)CO3Cl

d)COCl2

e)CO2Cl

2


2) Um mol de um determinado composto contém 72g de carbono(C),

12 mols de átomos de hidrogênio(H) e 12x1023 átomos de

oxigênio(O). Sobre o composto acima, assinale o que for

correto.

Dados H= 1g/mol; C= 12g/mol; O= 16g/mol

01) 2 mols do composto tem 144g de oxigênio

02) A fórmula mínima do composto é C3H6O

04) O composto tem massa molecular igual a 58g/mol

08) A fórmula molecular do composto é C6H12O2

16) 3 mols do composto tem 2,16x1023 átomos de hidrogênio


3) Um certo óxido de enxofre apresenta 40% em massa de enxofre.

A fórmula mínima desse óxido é SxO

y.. Calcule x e y e indique o

resultado do inteiro mais próximo de x+y em sua resposta. As

massas molares dos átomos S e O, são respectivamente,

32g/mol e 16g/mol.

SO3

x + y = 4

LEIS DAS REAÇÕES QUÍMICAS

Aula 5 – pág. 271

LEI de LAVOISIER

Em um sistema fechado, não há alteração de massa durante uma reação química.

A + B C + D

m(A) + m(B) = m(C) + m(D)

LEI de PROUST

As proporções entre as substâncias que efetivamente participam de uma reação química são fixas (proporções constantes).

A + B C + D

m(A) = m(B) = m(C) = m(D)

m´(A) m´(B) m´(C) m´(D)

Exercícios – Aula 5 (pág 271)

Ex.1) “Na natureza nada se cria, nada se perde; tudo se

transforma”.

Esse enunciado é conhecido como Lei da Conservação da Massa ou Lei de Lavoisier. Na época em que foi formulada, sua validade foi contestada, já que na queima de diferentes substâncias, era possível observar aumento ou diminuição de massa.

Considere as balanças onde foram colocadas massas idênticas:

Pratos A e C : carvão

Pratos B e D : esponja de aço


Cont Ex.1) A seguir, nas mesmas condições reacionais, foram queimados os materiais contidos em B e C, o que provocou desequilíbrio nos pratos das balanças. Para restabelecer o equilíbrio, serão necessários procedimentos de adição e retirada de massas, respectivamente, nos seguintes pratos:

a) A e D

b) B e C

c) C e A

d) D e B

carvão carvão


Ex.2) Numa viagem, um carro consome 10kg de gasolina. Na combustão completa desse combustível, na condição de temperatura do motor, formam-se apenas compostos gasosos. Considerando-se o total de compostos formados, pode-se afirmar que eles:

a) não tem massa

b) pesam exatamente 10kg

c) pesam mais que 10kg

d) pesam menos que 10kg

e) são constituídos por massas iguais de água e gás carbônico


Ex.3) Em um laboratório, foram realizadas reações entre ferro (Fe) e bromo (Br2), produzindo um brometo de ferro. Os dados obtidos estão reproduzidos na tabela a seguir:

FERRO BROMO BROMETO DE

FERRO

MASSA INICIAL 40 g 120 g -

MASSA FINAL 12 g 0 g 148 g

MASSA INICIAL 7 g 40 g -

MASSA FINAL 0 g X g 37 g


cont. Ex.3) Assinale a alternativa que indica corretamente o valor de x e a fórmula do brometo de ferro.

a) x = 10g FeBr4

b) x = 10g FeBr3

c) x = 20g FeBr2

d) x = 5g FeBr2

e) x = 30g FeBr3

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