análise dimensional

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CAPÍTULO 3

CAPÍTULO 03

INTRODUÇÃO À TEORIA ATÔMICA. AS FÓRMULAS, AS EQUAÇÕES E O CÁLCULO ESTEQUIOMÉTRICO

1. INTRODUÇÃO

No capítulo 2 vimos as propriedades macroscópicas da matéria. Estas são, obviamente, de fundamental importância, pois esta é a parte tangível, digamos assim, da química. As que podemos perceber com os nossos sentidos.

Entretanto, o grande paradigma da química, que explica as propriedades da matéria de modo geral, das diferentes substâncias de modo particular, e das transformações (reações químicas) de substâncias em outras substâncias, é a TEORIA ATÔMICA. Tudo que se faz em química é baseado neste paradigma fundamental.

A teoria atômica será discutida em profundidade no capítulo 6, tanto em termos do gradativo desenvolvimento da mesma, quanto aos fundamentos teóricos deste paradigma. Mas, neste capítulo iremos tratar de um grande número de conceitos fundamentais, para que possamos funcionar em nosso estudo de química. Para que possamos distinguir elementos, substâncias simples e compostas em termos da teoria atômica. Para que possamos entender e interpretar fórmulas e equações químicas. Para que possamos entender o que acontece nas reações químicas e para que possamos fazer os cálculos fundamentais de química: os cálculos estequiométricos.

Esta abordagem preliminar é também necessária para que possamos trabalhar racionalmente no laboratório de química.

2. MICROESTRUTURA DA MATÉRIA. ÁTOMOS E ELEMENTOS. CRISTAIS E MOLÉCULAS

A moderna teoria atômica nasceu com o clérigo e meteorologista amador John Dalton, entre 1804 e 1807. De lá para cá a teoria atômica passou por inúmeras transformações e aperfeiçoamentos, principalmente no final do século XIX até meados do século XX.

De acordo com a teoria atômica, toda matéria é feita de átomos e agregados dos mesmos, tais como moléculas e cristais. Os átomos são extremamente pequenos, leves e invisíveis.

Entretanto, os átomos não são todos iguais. Se fossem, toda matéria seria igual, ou no mínimo pouco variada. Conhecemos hoje 112 tipos de átomos diferentes, que diferem em massa e tamanho e em sua composição subatômica. Os diferentes tipos de átomos

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FUNDAMENTOS DE QUÍMICA GERAL

são os elementos químicos, que constituem os blocos fundamentais da qual toda a matéria é constituída.

A figura a seguir ilustra átomos de elementos diferentes.

Figura 3.1. Átomos de elementos diferentes

Entretanto, átomos não são esferas rígidas como pensava Dalton. São constituídos de partículas subatômicas, ainda menores que os próprios átomos.

O átomo é constituído de um núcleo, onde se concentra quase toda a massa do mesmo, e que por sua vez é constituído de dois tipos fundamentais de partículas subatômicas que são os prótons, de carga elétrica positiva, e os nêutrons sem carga elétrica. Em volta do núcleo, ficam os elétrons, que têm massa muito menor do que os prótons e os nêutrons (aproximadamente 1840 vezes menor) e possuem carga elétrica negativa, da mesma magnitude que a dos prótons.

O que distingue um átomo de um elemento de um átomo de outro elemento é o número de prótons em seu núcleo. Este número fundamental é o NÚMERO ATÔMICO – Z.

Em átomos neutros o número de prótons é igual ao número de elétrons, mas o número atômico é sempre definido em termos de prótons, pois os átomos podem perder ou ganhar elétrons, transformando-se em íons positivos (perdendo elétrons) ou negativos (ganhando elétrons). Este é um fato muito importante em química, como teremos oportunidade de ver.

Em termos atômicos podemos agora redefinir o que vem a ser um elemento. No capítulo 2, que trata das propriedades macroscópicas da matéria, definimos elemento como sendo uma substância que não pode ser decomposto em uma substância mais simples que ela. Em termos atômicos a definição de elemento é:

Elemento é o conjunto de átomos que possuem o mesmo número de prótons em seus núcleos. Ou seja, elemento é o conjunto de átomos com o mesmo número atômico Z.

O número de prótons nos átomos de cada elemento é sempre o mesmo (pois é exatamente este número que caracteriza cada elemento). O número de nêutrons dentro de um átomo, entretanto, pode variar, mesmo para átomos de um mesmo elemento. A soma dos nêutrons com os prótons de um átomo chama-se NÚMERO DE MASSA – A. Os elétrons não entram nesta soma, pois suas massas são desprezíveis em relação às partículas nucleares prótons e nêutrons, e assim contribuem praticamente nada para a massa dos átomos.

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CAPÍTULO 3

Um átomo do elemento sódio, por exemplo, possui em seu núcleo 11 prótons, e na maioria dos átomos de sódio 12 nêutrons. Seu número atômico é, portanto, 11 e seu número de massa, neste caso, é 23. Neste caso, pois existem átomos de sódio com 13 nêutrons, por exemplo, e neste caso o número de massa é 24.

Um átomo do elemento cloro possui em seu núcleo, 17 prótons. Seu número atômico é, portanto, 17. Nos átomos do elemento cloro são quase que igualmente comuns núcleos com 18 e com 19 nêutrons. Neste caso teremos para os átomos de cloro números de massa iguais a 35 e 36, respectivamente.

O átomo mais simples de todos é o átomo do elemento hidrogênio. Seu número atômico é 1. Ou seja, os núcleos de seus átomos possuem apenas um próton. Na maioria dos átomos de hidrogênio, não existem nêutrons. Assim, quase sempre o número de massa dos átomos de hidrogênio é igual ao seu número atômico, ou seja 1. Existem, entretanto átomos de hidrogênio com um nêutron. Tem o nome especial de deutério, e seu número de massa é 2. Tem também átomos de hidrogênio com 2 nêutrons em seus núcleos. Tem o nome especial de trítio, e seu número de massa é 3.

O fenômeno pelo qual átomos de um mesmo elemento terem um número de nêutrons diferente em seus núcleos, e, portanto diferentes números de massa, denomina se ISOTOPIA, o que vem do grego ISO (mesmo) e TOPOS (lugar) por motivo que logo se tornará evidente.

Em 1886 o químico russo Dimitri Mendeleev (1834-1907) introduziu um dos instrumentos mais importantes para o estudo da química. Organizou numa tabela os elementos químicos de acordo com as suas propriedades químicas e físicas. De Mendeleev para cá a Tabela Periódica dos Elementos evoluiu bastante. Denomina-se tabela periódica porque as propriedades dos elementos químicos variam de modo periódico. A Tabela periódica e as propriedades periódicas dos elementos químicos será estudada em profundidade no capítulo 8. A figura a seguir mostra uma tabela periódica moderna. As colunas numeradas de 1 a 18 são os grupos, ou famílias de elementos, e as carreiras horizontais, de 1 a 7, são os períodos.

Na tabela periódica os elementos são ordenados nos períodos em ordem crescente de seus números atômicos. Elementos de uma mesma coluna possuem propriedades químicas e físicas semelhantes em função do modo com que os elétrons estão distribuídos em torno dos núcleos. Os elétrons estão distribuídos em torno dos núcleos em camadas ou níveis de energia, um fenômeno diretamente relacionado com a estrutura da tabela periódica. Cada período da tabela periódica, em número de 7, corresponde a um nível de energia.

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Figura. 3.2. Tabela Periódica Moderna

Já vimos que átomos do elemento cloro, por exemplo, podem ter núcleos com 18 e 19 nêutrons. Vimos que este fenômeno se denomina isotopia, que significa no mesmo lugar. No mesmo lugar aonde? No mesmo lugar na tabela periódica! Ou seja, todos os átomos do elemento cloro, independentemente do número de nêutrons em seus núcleos, estão representados no mesmo quadrinho na tabela periódica. As coordenadas, por assim dizer, do elemento cloro, é período número 3, grupo número 17.

A distribuição dos elétrons em torno dos núcleos é de fundamental importância na química, pois está diretamente relacionado com as fórmulas das substâncias e suas propriedades. De particular importância é o número de elétrons existentes no último nível de energia dos átomos de um elemento químico. Este último nível de energia é denominado Camada de Valência. Os elementos que estão numa mesma coluna, ou família, da tabela periódica têm, pelo menos nas colunas 1 e 2 e 13 a 18, o mesmo número de elétrons na camada de valência. A distribuição dos elétrons nos diferentes níveis de energia dos átomos dos diferentes elementos será tratada em profundidade nos capítulos 6, 7 e 8.

No capítulo 2 distinguimos entre substâncias simples, ou elementares, e substâncias compostas (compostos). Vimos neste capítulo que do ponto macroscópico substância simples é a que não pode ser decomposta em substância mais simples que ela. Por sua vez, substância composta é a que pode, por processos químicos, ser decomposta em substâncias mais simples.

Do ponto de vista da teoria atômica, substância simples é a que é constituída de átomos de um só elemento químico. São também, por esta razão, denominadas substâncias elementares. Uma substância composta, por sua vez, é constituída por dois ou mais elementos químicos. Como são um pouco mais de 100 elementos, poderíamos então esperar a existência de pouco mais do que 100 substâncias simples. Não é exatamente o caso, pois alguns elementos foram mais de uma substância simples. Por exemplo, as

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CAPÍTULO 3

substâncias grafite e diamante são ambas substâncias simples formados pelo mesmo elemento carbono, ou seja, pelo mesmo tipo de átomos. A diferença está na organização dos átomos na substância. O fenômeno pelo qual um só tipo de átomo, um só elemento, pode formar mais de uma substância simples é denominado alotropia, que vem do grego alo = diferente e tropia = forma. Um outro exemplo é o caso das duas substâncias simples constituídas de átomos do elemento oxigênio: O gás oxigênio e o gás ozônio (que forma a importantíssima camada de ozônio na parte superior da atmosfera terrestre), de propriedades bastante distintas.

Em relação às propriedades químicas e físicas dos elementos, exibidas pelas respectivas substâncias simples, os mesmos são agrupados em três classes, que são.

6 METAIS (A esmagadora maioria, representados em cinza claro na figura 3.2.) –

6 NÃO METAIS (OU AMETAIS) (representados em cinza escuro na figura 3.2)

6 GASES NOBRES (assim chamados por que são muito pouco reativos e dificilmente se ligam para formarem moléculas. São representados em cinza mais escuro na figura 3.2.)

Até recentemente era comum se falar também em metalóides ou semimetais (Boro-B, Silício-Si, Germânio- Ge, Arsênio-As, Antimônio- Sb e Telúrio-Te), que teriam propriedades intermediárias entre metais e ametais. Esta designação está caindo em desuso e não é mais recomendada pela I.U.P.A.C. (International Union of Pure and Applied Chemistry – União Internacional de Química Pura e Aplicada).

À parte está o elemento hidrogênio, representado em branco, que não se encaixa em nenhuma das classes acima, É um elemento bastante “sui generis”.

Os metais forma substâncias simples, ou elementares, que são, normalmente, sólidos à temperatura ambiente (com exceção do mercúrio), e em sua maioria com altos pontos de fusão e ebulição. São bons condutores de calor e eletricidade. São maleáveis (facilmente transformados em lâminas) e dúcteis (facilmente transformados em fios). Os átomos destes elementos têm propriedades muito importantes a serem discutidas mais adiante, principalmente nos capítulos 7 e 8.

Os ametais formam substâncias simples, ou elementares, que podem ser sólidas, líquidas ou gases, à temperatura ambiente. Possuem, de modo geral, então, baixos pontos de fusão e ebulição. São de modo geral, maus condutores de calor e eletricidade. Uma exceção importante é o carbono, em sua forma alotrópica grafite, que é excelente condutor de eletricidade. Os átomos destes elementos têm propriedades muito importantes a serem discutidas mais adiante, principalmente nos capítulos 7 e 8.

Dos pouco mais de 100 elementos identificados até hoje, apenas algo como 30 são comuns, abundantes e importantes para a química do dia-a-dia. Dos restantes, muitos são muito raros e muitos são muito instáveis (radioativos) e alguns são artificiais. Isto é, produzidos em laboratório.

Os elementos são representados por símbolos, como se pode ver pela figura 3.2. Estes símbolos são derivados dos nomes gregos ou latinos destes elementos para evitar que cada

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língua tivesse símbolos diferentes, o que tornaria difícil a comunicação entre os químicos do mundo. Elementos identificados mais recentemente podem ainda ter seus nomes derivados de lugares onde foram descobertos ou identificados, ou homenageando lugares e químicos. De modo geral usa-se a primeira letra do nome ou a primeira letra maiúscula seguida de outra minúscula, no caso de elementos cujos nomes começam com a mesma letra. A tabela a seguir mostra os nomes, símbolos e origem dos nomes, dos elementos mais importantes e de uso constante no estudo da química.

NOME SÍMBOLO ORIGEM DO NOMEHidrogênio H Do grego hydro=água e genes=geradorOxigênio O Do grego oxy=acre ou ácido e genes=gerador. (*) Nome dado por Lavoisier

que imaginava que todos os ácidos continham oxigênioSódio Na Do latim arcaico sodanum=remédio para dor de cabeça e do latim clássico

NatriumPotássio K Do latim Kalium=álcali, mas o nome vem de potasaCálcio Ca Do latim calx=calcáreoMagnésio Mg De Magnésia, distrito na antiga Tésalia da GréciaBário Ba Do grego Barys=pesado Cloro Cl Do grego chloros=amarelo esverdeadoBromo Br Do grego bromos = cheiro ruimIodo I Do grego iodes=violetaEnxofre S Do latim sulphuriumCarbono C Do latim carbo=carvãoCromo Cr Do grego Chroma=corManganês Mn Do latim magnes=imãFerro Fe Do latim ferrum=ferroCobalto Co Do grego cobalos=minaZinco Zn Do alemão zink, de origem obscuraCobre Cu Do latim cuprum, da ilha de ChiprePrata Ag Do latim ArgentumOuro Au Do latim Aurum=amanhecer douradoNitrogênio N Do grego nitron=nitrato natural e genes=formadorAlumínio Al Do latim alumen=alúmenEstanho Sn Do latim staniumArsencio As Do grego arsenicum=pigmento amareloAntmônio Sb Do latim Stibium = lápis, mas o nome vem do grego anti + monos= metal

não achado isoladamenteMercúrio Hg Do grego hydragyrum=metal líquidoSelênio Se Do grego selene=luaSilício Si Do latim Sílex=pedra de isqueiroHélio He Do grego helios=solPolônio Po De Polônia (homenagem a madame Curie)Uranio U Do planeta UranoNíquel Ni Do grego Nickel=demônioChumbo Pb Do latim plumbum

Tabela 3.1. Alguns elementos e seus símbolos

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CAPÍTULO 3

Os átomos dos diferentes elementos se agregam formando moléculas e cristais. Moléculas são agregados, conjuntos, de átomos de atomicidade definida. Cristais são agregados onde a atomicidade é indefinida.

No caso de substâncias simples, nestes agregados só existem átomos de um só elemento. Vejamos alguns exemplos de moléculas e cristais de substâncias simples.

Figura 3.3. Modelo de moléculas de gás oxigênio

Estas poderiam representar moléculas de gás oxigênio. Molécula é uma entidade que agrega um número determinado de átomos por unidade molecular. Dois átomos por molécula no caso do gás oxigênio. Por isto representamos esta substância pela fórmula O

2.

Mencionamos que alguns elementos podem formar mais de uma substância simples, ou elementar. No caso do elemento oxigênio, além dos átomos deste elemento formarem moléculas diatômicas da substância oxigênio, podem formar moléculas triatômicas da substância ozônio, que podem ser assim representadas:

Figura 3.4. Modelo de moléculas de gás ozônio

A fórmula da substância simples gás ozônio é portanto O3.

As substâncias alótropas do elemento oxigênio, gás oxigênio e gás ozônio, possuem propriedades bem distintas, apesar de serem constituídas de átomos do mesmo elemento oxigênio.

Moléculas de gás hidrogênio, por sua vez, são bem menores (e bem mais leves) e poderiam ser representados por:

Figura 3.5. Modelo de moléculas de gás hidrogênio

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Por isto representamos esta substância simples, ou elementar, gás hidrogênio, pela fórmula H

2 .

A substância simples enxofre, pode existir em várias formas alotrópicas, mas a mais estável é a constituída por moléculas com oito átomos de enxofre, interligados em forma de um anel. Podemos imaginar uma molécula de enxofre conforme representado a seguir. A fórmula da substância simples enxofre é S

8.

Figura 3.6. Modelo de molécula de enxofre

Os elementos metálicos formam agregados enormes, do ponto de vista atômico, e sólidos à temperatura ambiente. São os cristais metálicos (átomos ordenados de modo regular). Poderíamos, por exemplo, representar a substância simples ferro, como se segue:

Figura 3.7. Modelo de cristal de ferro

Como um cristal metálico, ao contrário de uma molécula, não tem atomicidade (número de átomos) definida, a fórmula da substância simples ferro e o símbolo de elemento ferro são idênticos. Assim representamos a substância simples ferro pela fórmula/símbolo Fe.

Já substâncias compostas podem formar também moléculas ou cristais. A figura abaixo exemplifica moléculas de água.

Figura 3.8. Modelo de moléculas de água

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CAPÍTULO 3

Cada molécula de água, uma entidade distinta e definida, tem dois átomos do elemento hidrogênio fortemente ligados a um de oxigênio. Por isto a fórmula da água é H

2O.

A substância água é líquida em condições ambientais pois existem forças de atração relativamente fortes entre as moléculas da água, por razões que serão explicadas detalhadamente nos capítulos 9,10 e 11, que tratam de ligação química.

Já moléculas de gás carbônico podem ser representadas como se segue:

Figura 3.9. Modelo de moléculas de gás carbônico

Por isto, a fórmula do gás carbônico é CO2. Esta substância, como sugere o próprio nome,

é um gás em condições ambientes, porque as forças de atrações entre as moléculas de gás carbônico são muito fracas.

A figura a seguir representa uma molécula bem maior e mais complexa. A da vitamina C.

Figura 3.10. Modelo de molécula de Vitamina C

A fórmula da vitamina C é C6H

8O

6.

Embora a maioria das substâncias compostas forma moléculas, existe uma classe de compostos que formam outro tipo muito importante de agregados. Os cristais iônicos. É o caso do cloreto de sódio, sal comum, que é formado de íons de sódio (ou seja átomos de sódio que perderam um de seus elétrons) e íons de cloro (ou seja átomos de cloro que ganharam um elétron a mais).

A figura a seguir ilustra um cristal de cloreto de sódio.

Neste cristal de íons positivos de sódio (os menores) e íons negativos de cloro (os maiores), estes íons estão empacotados de forma regular de modo a sempre ter um íon de sódio para um de cloro. Por isto a fórmula do cloreto de sódio, ou sal comum, é NaCl.

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Figura 3.11. Modelo de cristal de cloreto de sódio

O cloreto de sódio é um sólido, com ponto de fusão de 801°C, pois as forças de atração entre os íons positivos de sódio e negativos de cloro são muito fortes.

Diferentemente de uma molécula, no entanto, no cristal não há atomicidade definida. Ou seja, se cortarmos o cristal em dois ainda temos cloreto de sódio. Se cortarmos uma molécula de vitamina C, não teremos mais a substância correspondente.

Que evidências temos de que a conhecida substância cloreto de sódio é constituída de um arranjo tridimensional de íons positivos e negativos? Entre outras a de que quando o cloreto de sódio é dissolvido em água, forma soluções (misturas homogêneas) que conduzem a eletricidade. Que este é o caso pode ser verificado experimentalmente com um aparelho muito simples, ilustrado pela figura a seguir.

Figura 3.12. Aparelho rústico de condutividade

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CAPÍTULO 3

3. Massas atômicas e Moleculares

Quando Dalton introduziu a teoria atômica, preconizou que os átomos dos diferentes elementos possuem tamanhos e massas diferentes. Preconizou também que os átomos são invisíveis e extremamente pequenos e consequentemente com massas muito pequenas, e que não seria possível determinar e assim conhecer estas massas.

Entretanto, embora não fosse possível (na época) determinar as massas absolutas (reais) de átomos, era possível estabelecer as massas relativas dos átomos dos diferentes elementos, escolhendo os átomos de um elemento como padrão de comparação, a partir da proporção com que um elemento se combina com outro para constituírem uma substância composta.

Como praticamente nada se sabia a respeito de ligação química naquela época também pouco se podia saber a respeito das fórmulas das substâncias compostas. Dalton construiu uma escala de massas relativas – que chamamos de massas atômicas – partindo do pressuposto de que quando átomos de diferentes elementos se combinam para formar compostos com dois elementos diferentes, o fazem na proporção de um átomo de um elemento com um átomo de outro elemento. Esta pressuposição simplista levou a muitos bons resultados, pois em muitos casos esta pressuposição estava correta, mas também a muitos erros, pois em muitíssimos casos os átomos não se combinam entre si nesta proporção tão simples.

O sistema de massas atômicas foi grandemente aperfeiçoado por um dos seguidores de Dalton, o químico sueco Jöns Jacob Berzelius (1779-1848), que construiu uma escala de massas atômicas de um grande número de elementos, que pouco difere em comparação com a moderna escala de massas atômicas.

O padrão escolhido por Dalton como base de comparação foi o átomo de hidrogênio, que ele acertadamente considerou o de menor massa. Atribuía a este átomo massa de comparação (relativa) igual a 1 ou massa atômica 1.

Na verdade não foi uma boa escolha, porque para determinar a massa relativa dos átomos de um elemento em relação a outro é necessário combiná-los para formar compostos, e o hidrogênio se combina facilmente com relativamente poucos elementos.

A partir de 1850 os químicos passaram a usar o oxigênio como padrão para massas atômicas, atribuindo-lhe o valor de 16 para não alterar o do hidrogênio que continuava com o valor de 1. A troca se deve ao fato de que o oxigênio se combina facilmente com quase todos os outros elementos. O padrão baseado no oxigênio, no entanto, só foi oficializado em 1899.

Embora hoje seja possível saber as massas reais (absolutas) de átomos, o sistema introduzido por Dalton, e aperfeiçoado por Berzelius e outros, é muito mais prático do que o uso de massas reais, e hoje constitui baluarte fundamental dos cálculos realizados em química. Por esta razão é necessário compreender perfeitamente o significado de massas atômicas, que na tabela periódica (figura 3.2) são mostradas abaixo dos símbolos.

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A massa atômica do oxigênio (O) é 16. A do hidrogênio (H) é 1 e a do enxofre (S) é 32. O que significa isto?

Se tivéssemos uma balança atômica, capaz de determinar a massa de átomos, para contrabalançar 1 átomo de oxigênio seriam necessários 16 átomos de hidrogênio. Para contrabalançar um átomo de enxofre seriam necessários 2 átomos de oxigênio ou 32 átomos de hidrogênio. O alcance destas ideais é extraordinário. A figura a seguir ilustra este conceito.

Figura. 3.13. Ilustração do significado de massas relativas ou massas atômicas

Vejamos uma outra maneira de analisarmos o conceito de massas atômicas. Hoje em dia se perguntarmos mesmo a um leigo qual é a fórmula da água, ele, ou ela, responderia:

H2O

A pessoa pode até não saber o que isto realmente quer dizer. Mas sabe a fórmula.

Se realizarmos uma análise química da água, podemos verificar, com grande precisão, que a composição centesimal em massa da água é 11,11 % de hidrogênio e 88,89 % de oxigênio.

Se, apesar de a molécula de água ter dois átomos de hidrogênio e apenas 1 de oxigênio, fica muito claro que os átomos de oxigênio possuem massas bem maiores.

Vamos fazer a comparação.

Se os dois átomos de hidrogênio por molécula de água (numa gota de água há aproximadamente 30.000.000.000.000.000.000 moléculas !!) são responsáveis por apenas 11,11 % da massa total, um átomo de hidrogênio será então responsável por apenas 5,55 % desta massa. Assim a relação entre as massas dos átomos de oxigênio e os de hidrogênio será:

88,89: 5,55 = 16,0

Ou seja, um átomo de oxigênio tem massa 16 vezes superior a um átomo de hidrogênio.

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CAPÍTULO 3

Antes de avançarmos, agora é importante ficar claro que massa atômica e número de massa não são a mesma coisa. Não são sinônimos. O número de massa é a soma do número de prótons com o número de nêutrons existentes nos núcleos dos átomos dos diferentes elementos.

Embora a massa relativa de um próton seja 1, pois o átomo de hidrogênio normalmente só tem um próton e um elétron (este último de massa desprezível) e a massa do nêutron é praticamente igual a do próton, átomos de um mesmo elemento podem ter número diferente de nêutrons, como já explicado, e massa atômica se refere à média ponderada das massas dos diferentes isótopos dos elementos.

Por exemplo, o elemento cloro (Cl), cujo número atômico é 17 (17 prótons em sues núcleos) é constituído por um número praticamente igual do isótopo de número de massa 35 (17 nêutrons em seus núcleos) e do isótopo 36 (18 nêutrons em seus núcleos). Por esta razão a massa atômica do elemento cloro (que engloba todos os seus isótopos) vale a média entre 35 e 36, ou seja 35,5. Observe que números de massas são sempre números inteiros, enquanto que as massas atômicas são frequentemente fracionários.

Durante algum tempo houve um certo desencontro entre físicos e químicos no que diz respeito à massas atômicas. Isto porque o padrão dos químicos era baseado no elemento oxigênio, englobando todos os seus isótopos, e lhe era atribuído o valor exato de 16,000.

Já para os físicos o padrão era um dos isótopos do oxigênio, o isótopo de número de massa 16, atribuindo-se a este isótopo o valor exato de referência 16,000.

Pouca diferencia advinha deste fato, pois o isótopo 16 do oxigênio corresponde a 99,8 % de todos os átomos deste elemento, mas como consequência existia, até bem recentemente, uma tabela de massas atômicas dos físicos e outra dos químicos. Entretanto, com o crescente desenvolvimento da física nuclear (onde os isótopos são fundamentais) ajustes se tornaram obrigatórios, e a partir de 1961 os químicos e físicos concordaram em estabelecer um novo padrão para massas atômicas, tendo sido escolhido o isótopo de número de massa do elemento carbono (C-12), atribuindo-se ao mesmo o valor de referência exatamente 12,0000.

Isto acarretou apenas pequenos ajustes nas massas atômicas de todos os elementos.

Originalmente as massas atômicas não tinham unidades, uma vez que apenas comparavam as massas dos átomos dos diferentes elementos a um padrão de comparação. Embora a idéia de comparação continue a mesma, hoje atribuímos uma unidade às massas atômicas – a unidade de massa atômica, ou u.

De acordo com o padrão C-12 definiu-se uma unidade de massa atômica (u) como sendo 1/12 avos da massa de um átomo do isótopo 12 (6 prótons e 6 nêutrons em seus núcleos) do elemento carbono. Assim a massa atômica do hidrogênio vale 1 u. (ou para sermos mais exatos, com os ajustes mencionados acima, 1,008 u). A do oxigênio 16 u. (ou, novamente para sermos mais exatos, 15,999. u.

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Embora hoje saibamos perfeitamente a massa real de átomos e moléculas, o sistema de massas atômicas e moleculares é muito mais prático. Mas, só por curiosidade, o valor de 1 u é 1,67 x 10-24 g (0,00000000000000000000000167 g).

Somando as massas atômicas dos átomos de uma molécula obteremos as massas moleculares. No caso de compostos iônicos, que não formam moléculas, mas sim agregados cristalinos (cristais) de atomicidade (número de átomos de cada elemento) indefinida teremos massas formais.

Assim a massa molecular da água é 1+1+16 = 18, ou 18 u. A massa formal do cloreto de sódio é 23+35,5=58,5 ou 58,5 u, e assim por diante.

Exercício 3.1: Calcule a massa molecular da vitamina C, sabendo que a sua fórmula é C

6H

8O

6 (Resposta ao final do capítulo).

Sabendo as massas moleculares de substâncias compostas, podemos calcular a composição centesimal desta substância (sem fazer análise química). Por exemplo, sabendo que a massa molecular da glicose C

6H

12O

6 vale 12x6 + 1x12 + 16x6=180, ou 180 u, qual será a

composição centesimal da glicose?

Solução:

% C) Em 180 unidades de massa atômica existem 72 unidades de massa atômica de C

Em 100 unidades de massa atômica tem x unidades de massa atômica de C.

Logo x= % C = 40,0%

%H) Em 180 unidades de massa atômica tem 12 unidades de massa atômica de H

Em 100 unidades de massa atômica tem y unidades de massa atômica de H

Logo y =% H= 6,67 %

%O). Em 180 unidades de massa atômica tem 96 unidades de massa atômica de O

Em 100 unidades de massa atômica tem z unidades de massa atômica de O

Logo z =% O= 53,3 %.

Exercício 3.2. Calcule a composição centesimal da vitamina C, sabendo que a sua fórmula é C

6H

8O

6. (Resposta ao final do capítulo).

Um aspecto muito importante, é que levou à descoberta das fórmulas de inúmeras substâncias, é fazer o contrário. Ou seja, sabendo a composição centesimal de um composto, determinar a sua fórmula.

Mas, como determinar a composição centesimal de um composto desconhecido? Uma das maneiras, no caso de compostos combustíveis, era queimar uma massa conhecida da mesma e recolher os produtos da combustão, normalmente substâncias gasosas bem simples e de fórmulas conhecidas, frequentemente gás carbônico e água.

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CAPÍTULO 3

Este tipo de análise pode ser feito numa aparelhagem ilustrada pela figura a seguir:

Figura 3.14. Aparelho de análise por combustão de substância desconhecida

A amostra de fórmula desconhecida é aquecida por um bico de Bunsen (ou num forno) com fluxo constante de gás oxigênio. O hidrogênio contido na substância desconhecida será transformado em água que será retida numa “armadilha” contendo uma substância que absorve água (que pode ser CaCl

2, por exemplo). O carbono contido na amostra

será convertido em gás carbônico – CO2 – que será retido numa armadilha contendo

uma substância que absorve gás carbônico (que pode ser KOH, por exemplo, usado atualmente para purificar o ar respirado por astronautas em naves espaciais).

Suponha que se introduza na cápsula de combustão 1,800 g de uma substância desconhecida, e que na armadilha para gás carbônico foram coletados 2,640 g desta substância e na armadilha de água foram coletados 1,080 g de água.

A massa molecular do CO2 é 44, ou 44 u. Nestas 44 unidades de massa atômica o carbono

entra com 12 unidades. Assim em 44 g de CO2 existirão 12 g de carbono. Assim podemos

facilmente calcular a massa de carbono existente nos 1,800 g de nossa amostra. Vejamos

Em 44 g de CO2 existem 12 g de C

Em 2,640 g de CO2 existirão x

O valor de x será 2,640 x 12/44 = 0,720 g de Carbono que é então a massa de carbono existente nos 1,800 g de amostra desconhecida. Podemos então calcular a percentagem de carbono existente em nosso composto desconhecido:

1,800 g 100%

0,720 g x %

Logo a % de Carbono em nosso composto desconhecido é igual a 40,0 %

Do mesmo modo podemos obter a percentagem de hidrogênio em nosso composto desconhecido. Vejamos:

Em 18 g de água existirão 2 g de hidrogênio

Em 1,08 g de água existirão x

78


O valor de x será 1,08 x 2/18 = 0,120 g. Assim a percentagem de hidrogênio no composto desconhecido será então:

1,800g 100%

0,120 g x %

Logo a % de Hidrogênio em nosso composto desconhecido é igual a 6,67%

A soma destas percentagens obviamente não é 100%. Logo falta algum elemento. O método pode ser ampliado na procura de enxofre, nitrogênio, cloro, fósforo etc. Não sendo detectados supõe-se que o elemento que falta é o oxigênio. Se isto for uma suposição correta a percentagem deste elemento no composto desconhecido será o que falta para 100 %, ou seja 53,3 % .

Temos então a composição centesimal da nossa substância desconhecida.

C=40,0%

H=6,67 %

O=53,3 %

Para sabermos a fórmula a palavra centesimal é a chave. Em 100 unidades de massa atômica tem-se então 40 unidades de massa atômica de carbono (C). Como a massa atômica do Carbono é 12, isto corresponde a 40/12 = 3,33 átomos de carbono em cada 100 unidades de massa atômica.

Do mesmo modo em 100 unidades de massa atômica tem-se 6,67 unidades de massa atômica de hidrogênio (H). Como a massa atômica do hidrogênio é 1, isto corresponde então a 6,67 átomos de hidrogênio em cada 100 unidades de massa atômica. Igualmente nestas mesmas 100 unidades de massa atômica, tem-se 53,3 unidades de massa atômica de oxigênio (O). Como a massa atômica do Oxigênio é 16, isto corresponde a 53,3/16 = 3,33 átomos de oxigênio em cada 100 unidades de massa atômica.

A fórmula da substância desconhecida seria então:

C3,33

H6,67

O3,33

Matematicamente isto está correto, mas este tipo de fórmula não agrada aos químicos, que não admitem pedaços de átomos em moléculas.

Assim é necessário transformar estes números fracionários em números inteiros, sem ferir, naturalmente, a matemática. O modo mais simples de fazer isto é dividir cada um destes índices fracionários pelo menor deles, e torcer para que isto resulte em números inteiros. Caso contrário deve-se apelar para outros recursos, tais como multiplicar os novos índices por um número que transforma todos os números, inteiros e fracionários, em números inteiros, os menores possíveis.

79

CAPÍTULO 3

No caso em pauta o primeiro procedimento é suficiente, pois se dividirmos todos os índices pelo menor deles, que é 3,33, resulta uma nova fórmula que é:

CH2O

Entretanto, não podemos garantir que está é de fato a fórmula da substância, pois um composto com fórmula C

2H

4O

2 (um múltiplo inteiro) teria a mesma composição

centesimal, assim como um composto de fórmula C3H

6O

3 e assim por diante. Por isto

as fórmulas determinadas pelo método descrito são incompletas e são denominadas fórmulas mínimas (menor proporção de átomos de cada elemento numa molécula) ou empíricas (determinadas experimentalmente no laboratório). Para se determinar a fórmula real ou fórmula molecular é necessário saber a massa molecular da substância.

Para esta finalidade existem vários métodos, e discutiremos alguns deles mais adiante, em outros capítulos. É importante compreender, por ora, que a fórmula real ou molecular será sempre um múltiplo inteiro da fórmula mínima. Por isto representamos preliminarmente a fórmula molecular como um múltiplo inteiro da fórmula mínima. No caso analisado, por (CH

2O)n.

Este tipo de análise elementar, mesmo com o grande avanço da química, é ainda realizado rotineiramente, pois novas substâncias são descobertas (na natureza) ou sintetizadas (feitas no laboratório) todos os dias. Entretanto, hoje existem aparelhos muito mais sofisticados do que a aparelhagem ilustrada na figura 3.14, onde este tipo de análise é totalmente automatizado, conforme ilustrado pela figura a seguir.

Figura 3.15. Analisador CHN (hidrogênio, carbono,nitrogênio)

A fórmula mínima ou empírica, representa simplesmente a menor proporção de números inteiros dos átomos dos diferentes elementos dentro da molécula. Mas como já foi dito, não garante (nem sequer é provável) que a verdadeira fórmula, ou fórmula molecular, seja esta, pois poderia ser qualquer múltiplo desta fórmula mínima (que levaria à mesma composição centesimal).

A fórmula real, ou molecular da substância, será um múltiplo inteiro da fórmula mínima. No caso discutido (CH

2O)n. O próximo desafio é achar o valor de n. Para isto é necessário

determinar a massa molecular da substância. Para isto vários métodos existem, que

80


serão tratados mais adiante. Por ora suponhamos que se tenha determinado que a massa molecular da substância desconhecida usada em nosso exemplo seja 180 u.

A fórmula molecular, já vimos, deverá ser um múltiplo de (CH2O)n. A soma de massas

atômicas dentro do parêntesis é 12 + 1x2+ 16= 30u. Qual é o número que multiplica 30 e dê como resultado 180? É 6. Assim a fórmula real ou molecular da nossa substância desconhecida será:

C6H

12O

6

E que substância será esta? Bem, poderá ser a glicose. Poderá também ser a frutose. O fenômeno de mais de uma substância terem a mesma fórmula molecular é denominado ISOMERIA, um assunto de grande importância em química. Estas duas substâncias possuem propriedades físicas e químicas distintas. Para mostrar a diferença entre estes duas moléculas necessitamos de outro tipo de fórmula. São as fórmulas estruturais, que mostram não apenas o número de átomos dos elementos presentes mas também como estão ligados uns aos outros. As fórmulas estruturais destes dois isômeros são mostradas abaixo. A fórmula estrutural da esquerda é da glicose e a da direita é da frutose.

Exercício 3.3.: Uma análise química por combustão revelou que uma amostra de uma substância desconhecida é constituída de 40,91 % de carbono (C) 4,54 % de hidrogênio (H) e 54,55 % de oxigênio (O). Foi também determinado que a massa molecular desta substância desconhecida é igual a 176 u.

Determine (a) A fórmula mínima desta substância e (b) A fórmula molecular desta substância e (c) Faça uma pesquisa e tente descobrir que substância poderia ser.

(Respostas ao final do capítulo).

81

CAPÍTULO 3

4. Reações químicas e as equações que as representam

Um dos motivos da teoria atômica ser o paradigma central da ciência química, é que a mesma explica de modo muito convincente as reações químicas, e, através de massas atômicas e moleculares, explica a proporção de massas das substâncias reagentes usadas nestas reações e permite calcular as massas de cada um dos produtos de uma dada reação química.

Do ponto de vista da teoria atômica reações químicas ocorrem devido a rearranjos de átomos das substâncias reagentes para a formação de novas substâncias. Ou, de outra maneira, os átomos que estavam presentes nas substâncias reagentes são os mesmos que estão presentes nas novas substâncias formadas na reação química.

Seja um exemplo muito simples. A reação entre o gás hidrogênio, cuja fórmula é H2 e o

gás oxigênio, cuja formula é O2.

Uma molécula de gás hidrogênio pode ser representada por:

Uma de oxigênio por:

E uma de água por:

E podemos então representar a reação química como se segue:

Entretanto, os átomos não desaparecem durante as reações químicas, e assim podemos ver que a proporção entre as moléculas de hidrogênio e oxigênio não pode ser esta, pois dois átomos de oxigênio estão presentes em uma molécula de oxigênio, enquanto que apenas um átomo de oxigênio está presente em uma molécula de água. Podemos resolver este problema da seguinte maneira:

82


Ou seja, gás hidrogênio (H2) reage com gás oxigênio (O

2) para formar água (H

2O) sempre

na proporção de duas moléculas de gás hidrogênio para cada molécula de gás oxigênio.

Os químicos representam esta relação de moléculas reagentes e produtos por equações químicas balanceadas.

H2 + O

2 → H

2O (equação não balanceada !)

e

2. H2 + 1. O

2 → 2. H

2O (equação devidamente balanceada)

Os números que ajustam, ou balanceiam, corretamente uma equação química são denominados coeficientes. Quando o coeficiente é 1 não é necessário colocar, pois fica implícito.

Com uma equação balanceada podemos agora efetuar cálculos envolvendo esta reação química. Isto se chama cálculo estequiométrico (que deriva do grego e significa medida dos elementos).

A massa molecular do gás hidrogênio (H2) vale 2 u. A massa molecular do gás oxigênio (O

2)

vale 32 u. A massa molecular da água vale 18 u. Assim o gás hidrogênio reage com o gás oxigênio sempre na proporção mostrada abaixo:

2. H2

+ O2 → 2. H

2O

2 x 2 1x 32 2 x 18

Observe como a soma do lado esquerdo (dos reagentes) é igual a do lado direito. Isto é a lei da conservação da matéria, anunciada por Lavoisier antes mesmo de existir a teoria atômica.

Isto significa que gás hidrogênio sempre reage com gás oxigênio na proporção de 4 partes em massa de gás hidrogênio para 32 partes em massa de gás oxigênio para produzir 36 partes de água.

Esta é simplesmente a proporção ponderal (de massas). Estas partes podem ser de qualquer coisa.

Por exemplo, 4 u. de gás hidrogênio (massa de duas moléculas, impossível de medir) reagirão com 32 u. de gás oxigênio (a massa de uma molécula de gás oxigênio !) para produzir 36 u. de água (massa de duas moléculas de água).

Massas tão pequenas são imensuráveis, mas não importa, o que interessa á a proporção de massas. Por exemplo, esta proporção significa que 4,00 kg de gás hidrogênio reagirão com 32,0 kg de gás oxigênio, produzindo nesta reação 36,0 kg de água.

Ou 4,00 g de gás hidrogênio reagirão com 32,0 g de gás oxigênio para produzir 36,0 g de água.

83

CAPÍTULO 3

Ou, ainda, 2,00 g de gás hidrogênio reagirão com 16,0 g de gás oxigênio para produzir 18,0 g de água.

A chave para o sucesso em relação a cálculos envolvendo as equações das reações químicas, é o correto balanceamento das equações. Algumas são fáceis de balancear. Outras mais difíceis. Os casos mais simples são resolvidos pelo que chamamos o método das tentativas. Por tentativas e erros chega-se à equação corretamente balanceada, tendo sempre em mente que o número de átomos de cada elemento do lado esquerdo da equação (o lado dos reagentes) tem que ser igual ao número de átomos de cada elemento no lado direito da equação (o lado dos produtos). Pode ser útil organizar uma pequena planilha para fazer o balanceamento. Normalmente começa-se o processo contando-se o número de átomos de metais, pois estes são quase sempre o de menor número. A seguir o número de átomos de não metais (ametais). Depois o número de átomos de hidrogênio. E por último, o número de átomos de oxigênio, que frequentemente são os mais numerosos.

Vamos ilustrar este procedimento com um exemplo.

Seja a reação entre o ácido fosfórico (H3PO

4) e o hidróxido de sódio (NaOH) para formar o

sal fosfato de sódio ( Na3PO

4) e água (H

2O), representado inicialmente pela equação não

balanceada:

H3PO

4 + NaOH → Na

3PO

4 + H

2O

Montemos a planilha:

ÁTOMOS ANTES (NOS REAGENTES) DEPOIS (NOS PRODUTOS)

Na 1 3

P 1 1

H 3+1=4 2

O 4 + 1=5 4 + 1=5

Começando pelo metal sódio (Na), vemos que no lado dos reagentes tem 1 e no lado dos produtos tem três. Coloquemos, então, na frente da fórmula do NaOH no lado dos reagentes, o coeficiente 3 (que é um multiplicador) e termos preliminarmente:

H3PO

4 + 3 NaOH →Na

3PO

4 + H

2O

ÁTOMOS ANTES (NOS REAGENTES) DEPOIS (NOS PRODUTOS)Na 1x3=3 3P 1 1H 3+ 1x3=6 2O 4 + 1x3=7 4 + 1=5

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Podemos facilmente verificar que o nosso problema ainda não está resolvido. Vamos tentar concertar o número de hidrogênios colocando o coeficiente 3 na frente da fórmula da água, no lado dos produtos. Vejamos:

H3PO

4 + 3 NaOH → Na

3PO

4 + 3 H

2O

Preenchendo novamente a planilha, teremos então:

ÁTOMOS ANTES (NOS REAGENTES) DEPOIS (NOS PRODUTOS)

Na 1x3=3 3

P 1 1

H 3+ 1x3=6 2x3=6

O 4 + 1x3=7 4 + 1x3=7

E a equação está devidamente balanceada.

Exercício 3.4.: Calcule as massas moleculares, ou formais (o caso do NaOH e do Na3PO

4),

de todas as substâncias envolvidas na reação química representada pela equação que acabamos de balancear. A seguir coloque abaixo de cada fórmula estas massas moleculares, ou formais, multiplicadas pelos coeficientes, e calcule: (a) Que massa de NaOH será consumida para se obter 35,0 g do sal Na

3PO

4 e (b) Que massa de H

3PO

4 será

consumida neste caso; (c) Que massa de água será formada neste caso. (Respostas ao final do capítulo).

Exercício 3.5: Um método muito utilizado para se produzir gás oxigênio em laboratório, consiste na decomposição térmica do sal clorato de potássio (KClO

3), coletando-se o gás

obtido sobre água (o gás oxigênio é muito pouco solúvel em água), conforme ilustrado pela figura abaixo:

A equação não balanceada desta reação é:

KClO3 → KCl + O

2

(a) Faça o balanceamento da equação.

(b) Determine as massas moleculares, ou formais, de todas as substâncias envolvidas nesta reação.

(c) Que massa de gás oxigênio poderá ser recolhida ao se decompor 15,0 g de KClO3 ?


85

CAPÍTULO 3

5. Quantidade de matéria – O mol

Vimos que para fazermos cálculos envolvendo as equações de reações químicas, devemos observar as proporções ponderais (massas) determinadas pelas massas moleculares, ou formais, e coeficientes que balanceiam as equações, podendo-se fazer cálculos com qualquer unidade de massa.

Entretanto a unidade de massa mais usada pelos químicos é o grama. Para facilitar o raciocínio químico e os cálculos envolvidos, foi criada pelos químicos uma unidade de quantidade de matéria. Esta unidade é o mol, de enorme importância em química, e que hoje faz parte do sistema internacional de medidas.

É fundamental entender este conceito e suas implicações.

Tendo em vista que os átomos e as moléculas possuem massas extremamente minúsculas, é claro que em qualquer reação química tomam parte números enormes destas partículas fundamentais.

Por exemplo, em um único grama de gás oxigênio tem nada menos que 18.821.875.000.000.000.000.000 moléculas de gás oxigênio.

Ou seja, químicos trabalham com números enormes de átomos, íons e moléculas.

Em relação ao atual padrão de massa atômica, o carbono 12, cuja massa atômica é 12,0000 u., define-se como um mol a quantidade de átomos que existem em exatamente 0,012 Kg (exatamente 12 g) deste isótopo. Quantos átomos são estes? São 6,023 x 1023.

Este gigantesco número é conhecido como a constante de Avogadro, em homenagem ao físico (e conde) italiano Amadeo Avogadro (1776-1866).

O mol é a quantidade de matéria que contém este número de átomos, íons, moléculas, estrelas, grãos de areia, etc.

Ou seja, em um mol de qualquer coisa tem sempre o mesmo número desta “qualquer coisa”. Este conceito é de uma utilidade enorme, uma vez que se acostuma com ele, conforme veremos daqui para frente neste capítulo.

O MOL é um conceito fundamental para quem trabalha com química. A definição exata do MOL recomendada pela IUPAC (International Union for Pure and Applied Chemistry) é :

1. O mol é a quantidade de substância de um sistema que contem exatamente tantas entidades elementares quanto existem átomos em exatamente 0,012 quilogramas (exatamente 12 g) de carbono 12; seu símbolo é mol.

2. Quando se usa o mol, as entidades elementares necessitam ser especificadas e podem ser átomos, moléculas, elétrons, outras partículas, ou grupos especificados de tais partículas.

86


A passagem de u para gramas, ou seja, da massa de um único átomo, um único íon, ou uma única molécula para a massa de um mol (6,023 x 1023 átomos, íons ou moléculas) precisa ser muito bem entendida. Uma vez entendida veremos que se trata de uma idéia verdadeiramente genial. Compare o que é mostrado na coluna da esquerda com o que é mostrado na coluna da direita na figura a seguir, e observe como as proporções de massas são mantidas.

Uma única molécula de glicose.

180 u.

(2,99 x 10-22 g)

1 mol de moléculas de Glicose.

6,023 x 1023 moléculas

180 g

Uma única molécula de água

18 u.

(2,99 x 10-23 g)

1 mol de moléculas de Água.

6,023 x 1023 moléculas

18 g

Figura 3.16. Moléculas e mols de glicose e água

Agora, muito importante. Observe que a massa molecular da glicose é 10 vezes maior do que a da água. Isto significa que uma só molécula de glicose tem massa 10 vezes superior a uma só molécula de água.

Repare agora que ao mudarmos de u para gramas, a proporção de massas continua a mesma. Ou seja, 180 g é 10 vezes mais que 18g.

Daí só há uma conclusão possível. Em 180 g de glicose tem o mesmo número de moléculas que em 18 g de água, 6,023 x 1023 moléculas. Ou seja, um mol de moléculas.

A massa de um mol de qualquer substância é denominada MASSA MOLAR. Assim a massa molar da glicose é 180 g/mol e da água é 18 g/mol.

A figura a seguir mostra um mol de várias substâncias. Repare que as massas (e os volumes) são bastante diferentes de uma substância para outra. Repare também que os béqueres da figura superior são bem menores (50 mL) do que os béqueres da figura inferior (250 mL). Isto é porque as massas molares das substâncias da figura inferior são bem maiores do que a das substâncias da figura superior.

87

CAPÍTULO 3

Mas, de fundamental importância para a nossa compreensão. O número de moléculas, unidades fórmulas (no caso de substâncias que formam cristais, e não moléculas) ou número de átomos ) no caso de substâncias simples monoatômicas – cristais metálicos) é o mesmo.

Figura 3.17. Mols de várias substâncias

As substâncias e as massa molares são explicitadas na tabela a seguir:

FRASCO SUBSTÂNCIA MASSA MOLAR

1 Grafite (Carbono) - C 12,0 g

2 Cobre metálico – Cu 63,5 g

3 Água – H2O 18,0 g

4 Álcool – CH3CH2OH 46,0 g

5 Glicose – C6H12O6 180,0 g

6 Sulfato de cobre pentaidratado- CuSO4.5H2O 249,5 g

7 Sacarose (açúcar de cana) – C12H22O11 342, g

8 Enxofre – S8 256,0 g

Tabela 3.2. Substâncias e suas massas molares

Daqui para frente faremos todos os nossos cálculos estequiométricos raciocinando em termos de mols. Isto porque o mol é a dimensão fundamental em quase tudo na química. Em concentração de soluções, em termoquímica (energia envolvida em reações químicas), em cinética (velocidade das reações químicas), e assim por diante.

Para efeitos práticos, lembre-se que a massa molar é simplesmente a massa atômica, a massa formal ou a massa molecular expressa em gramas. Ou seja, simplesmente passamos de u, que se refere a uma única partícula, para 6,023 x 1023 partículas, sejam estas átomos, íons, unidades fórmulas, moléculas, ou qualquer outra coisa que se queira imaginar.

88


Neste sentido é muito importante explicitarmos de que estamos falando. Se é mol de átomos, mol de íons, mol de elétrons. Nos já vimos que um mol de glicose tem massa 180 g (massa molar) e contem 6,023 x 1023 moléculas de glicose. Mas, quantos mols de átomos existem em um mol de moléculas de glicose? Pela fórmula vemos que cada molécula de glicose tem 6 átomos de carbono (C), 12 átomos de hidrogênio (H) e 6 átomos de oxigênio (O), num total de 24 átomos em cada molécula. Então em um mol de moléculas de glicose tem 24 mols de átomos, o que representa 24 x 6,023 x 1023 átomos. Podemos também calcular quantos mols de átomos de cada um dos elementos presentes existem, e também o número de átomos de cada um destes elementos num mol de moléculas de glicose.

Exercício 3.6.

(a) Quantos mols de átomos de carbono existem em um mol de moléculas de glicose?

(b) Quantos átomos de carbono existem neste quantidade de matéria, em mols?

(c) Quantos mols de átomos de hidrogênio existem em um mol de moléculas de glicose? (d) Quantos átomos de hidrogênio existem nesta quantidade de matéria?


Exercício 3.7. Agora que sabemos o que representa um mol de glicose, qual seria a massa de uma única molécula de glicose? (Resposta ao final do capítulo).

Para realizarmos cálculos envolvendo as equações químicas, que representam as reações químicas, as equações químicas balanceadas nos informam a proporção entre átomos, moléculas, íons, ou unidades fórmulas das diferentes substâncias envolvidas, reagentes e produtos.

Do mesmo modo nos informa a proporção em quantidade de matéria, em mols, de cada uma destas substâncias. Vejamos um exemplo:

Seja a reação de combustão entre o butano (C4H

10), principal componente do gás de

cozinha (GLP) e o gás oxigênio (O2 ) , produzindo energia e liberando para o meio ambiente

vapor d’água (H2O) e gás carbônico (CO

2). A equação balanceada para esta reação é:

2 C4H

10 + 13 O

2 → 10 H

2O + 8 CO

2

O que está equação informa aos químicos? Informa que 2 mols de C4H

10 reagem sempre

com 13 mols de O2, produzindo 10 mols de água e 8 mols de gás carbônico.

A massa molecular do butano é 58 u. A massa molar, portanto, é 58 g

A massa molecular do oxigênio é 32 u. A massa molar é, portanto, 32 g.

A massa molecular da água é 18 u. A massa molar é, portanto 18 g

A massa molecular do gás carbônico é 44 u. A massa molar é, portanto, 44 g. A equação nos informa que: 2 mols de C

4H

10 reagirão com 13 mols de O

2 produzindo 10

89

CAPÍTULO 3

mols de H2O e e 8 mols de CO

2, (ou qualquer quantidade de matéria, em mols, proporcional

a estes).

Ou seja, 2 x 58g = 116 g de C4H

10 reagirão com 13 x 32g =416 g de gás oxigênio, produzindo

10 x 18g = 180 g de vapor d’água e 8 x 44 g =352 g de gás carbônico. Ou quaisquer massas proporcionais a estas. Repare que a soma das massas de reagentes é igual a soma das massas de produtos.

Seja então o seguinte problema.

Com 5,00 g de gás butano, em presença de excesso de gás oxigênio (ou seja, tem mais que suficiente deste gás para a queima completa do butano), quantos gramas de gás carbônico serão liberados para o meio ambiente?

Primeiro vamos calcular quantos mols (n) de C4H

10 há em 5,00 g desta substância.

1 mol C4H

10 é igual a 58 g C

4H

10

“n” mol de C4H

10 é igual a 5,00 g C

4H

10

Neste caso podemos verificar que a quantidade de matéria, em mols, de C4H

10 disponíveis

para a reação é:

nC4H

10 =0,0862 mols.

A equação nos informa que 2 mols de C4H

10 produzirão 8 mols de CO

2. Então a quantidade

de matéria, em mols, de CO2 que serão produzidos são:

2 mol C4H

10 - 8 mol CO

2

0,0862 mol C4H

10 - n mol CO

2

nCO2 = 0,0862x8/2=0,345

E, finalmente,

1mol de CO2 = 44 g

0,345 mol CO2 = x

x = massa de CO2 liberado para o ambiente = 15,2 g

No Brasil temos o hábito de resolvermos este tipo de problema por sucessivas regras de três. Nos Estados Unidos, por exemplo, as estudantes aprendem a resolver este tipo de problema por intermédio de análise dimensional. Vejamos como se procede, usando o mesmo exemplo.

90


22,152120,44

104228

104581041

10400,5 COgmolCOCOg

xHmolCCOmol

xHCgHCmol

xHCg =

Observe que o primeiro passo transforma g de C4H

10 em mol de C

4H

10. O segundo passo

transforma mols de C4H

10 que reagirão em mols de CO

2 que se formarão, obedecendo-se

os coeficientes da equação. O terceiro passo transforma mol de CO2 formado para gramas

de CO2 formado, que era o objetivo do exercício.

Este método é muito poderoso, pois permite se certificar da coerência da respostas, em termos dimensionais. Isto é, a resposta tem que vir em gramas de CO

2.

Exercício 3.8. Use os dois métodos ilustrados anteriormente para calcular:

(a): a massa de gás oxigênio que foi consumida na combustão dos 5,00 g de butano

e

(b) a massa de vapor d’água lançada para o ambiente junto com o gás carbônico.


Entender cálculos estequiométricos, e usar inteligentemente o conceito de mol e massa molar, é indispensável para quem quiser aprender química. Vejamos, pois, mais um problema para ilustrar este procedimento.

Na atmosfera o gás SO2 lançado no ar por automóveis e indústrias reage com o gás oxigênio

do ar para formar SO3 (a transformação de SO

2 em SO

3 não acontece muito facilmente, mas

na atmosfera existem condições que favorecem esta reação).

O SO3 por sua vez reage com a umidade (água) também existente no ar, transformando-se

em ácido sulfúrico, causando a tal chuva ácida.

A primeira das reações mencionados pode ser descrita pela equação balanceada abaixo:

2 SO2 + 1 O

2 → 2 SO

3 (equação 1)

A segunda das reações pode ser descrita pela equação balanceada:

SO3 + H

2O → H

2SO

4 (equação 2)

Primeiro problema:

A partir de 100 g de SO2, que massa de SO

3 será formada?

Solução:

1 mol de SO2 é igual a 64 g. Logo em 100 g temos 100g/64g/mol = 1,56 mol.

91

CAPÍTULO 3

Pela equação (1) vemos que a quantidade de matéria, em mols, de SO3 que serão

formados é o mesmo. Ou seja, serão formados 1,56 mols de SO3

1 mol de SO3 = 80 g . Logo 1,56 mols de SO

3 = 80g/mol x 1,56 mol = 125 g.

Usando análise dimensional para o mesmo problema temos:

Segundo problema:

A partir destas 125 g de SO3 que massa de ácido sulfúrico será obtida?

Solução:

1 mol de SO3 é igual a 80 g. Logo em 125 g de SO

3 teremos 1,56 mols de SO

3 (será

coincidência?).

Pela equação (2) vemos que 1 mol de SO3 formará 1 mol de H

2SO

4. Logo a quantidade de

matéria, em mols, de H2SO

4 será também 1,56.

1 mol de H2SO

4 = 98 g. Logo 1,56 mols de H

2SO

4 = 98x1,56 = 153 g de H

2SO

4

Usando análise dimensional para o mesmo problema temos:

6. Pureza dos reagentes e rendimento das Reações Químicas

Até agora temos assumido que os reagentes usados em nossos cálculos são substâncias puras e que o rendimento das reações é 100 %. Frequentemente este não é o caso.

Vejamos primeiro o problema causado por impureza num reagente.

O Brasil é um país muito rico num minério de ferro denominado hematita. Este minério é uma mistura, cujo principal componente é o óxido férrico, cuja fórmula é Fe

2O

3. Quando o

minério é processado nos alto fornos das siderúrgicas este óxido reage como monóxido de carbono (obtido normalmente a partir do carvão vegetal) de acordo com a equação já balanceada:

92


2 Fe2O

3 + 3 CO → 3 CO

2 + 4 Fe

Suponha que se faça esta reação num mini alto forno, a partir de 500 g de minério hematita, e que este minério seja 90% em termos de Fe

2O

3 . Que massa de ferro será obtida?

Neste caso não estamos reagindo 500 g de Fe2O

3 mas sim apenas 90% de 500 g, ou seja

500g x 0,9 = 450 g. Agora podemos fazer o cálculo normalmente.

1 mol de Fe2O

3 = 160 g . Logo em 450 g temo 450/160 = 2,81 mols.

Pela equação vemos que 2 mol de Fe2O

3 irão produzir 4 mols de Fe

Logo o a quantidade de matéria, em mols, de Fe será

2 mol Fe2O

3 - 4 mol Fe

2,81 mols Fe2O

3 - n mol Fe

logo nFe= 4 x 2,81/2= 5,62 mols

1 mol de Fe = 56 g. Logo a massa de ferro produzida será 5,62x 56=315 g.

Por análise dimensional.

Mas, vamos supor agora que alem do problema da impureza, o rendimento da reação não é 100%. Suponhamos que seja apenas de 80 %. Neste caso para obter a resposta correta basta multiplicar o último resultado (315) por 0,8 e teremos como nova resposta 252 g.

De modo geral podemos resolver todos os problemas como se os reagentes fossem sempre 100% puros e o rendimento sempre de 100% e depois corrigindo a resposta obtida pela pureza e pelo rendimento.

Vejamos, usando análise dimensional como ficaria:

Agora pegamos este valor e multiplicamos pela pureza (90%, multiplicar por 0,9) e pelo rendimento (80%, multiplicar por 0,8).

350x0,9x0,8= 252 g

93

CAPÍTULO 3

7. Reagente Limitante

Substâncias reagem umas com as outras de acordo com a relação de mols indicada pela equação química, devidamente balanceada. Seja, por exemplo, a reação entre os gases hidrogênio e oxigênio, de acordo com a equação balanceada.

2 H2 + 1 O

2 → 2 H

2O

Ou seja, para cada dois mols de gás hidrogênio serão necessários apenas um mol de gás oxigênio. Se esta relação não for obedecida, sobrará (ou faltará), no caso, um dos reagentes. Assim se for feita uma mistura de certas massas destes dois gases, é necessário verificar se estas massas estão de acordo com a relação correta de mols e, se não estiver, descobrir o reagente em sobra e então o reagente limitante (o outro) que é o que determinará a quantidade de matéria, em mols, e a massa do produto da reação.

Seja por exemplo a questão: Quantos gramas de água poderão ser obtidos se misturarmos 4,0 g de gás oxigênio com 2,0 g de gás hidrogênio, e detonar esta mistura explosiva ?

Em 4,0 g de gás oxigênio existirão 4,0g/32 g/mol = 0,125 mols

Em 2,0 g de gás hidrogênio existirá 2,0g/2,0 g/mol = 1,0 mol

Pela equação a proporção entre os mols de hidrogênio e oxigênio tinha que ser de 2 para 1.

A proporção no problema proposto é 1/0,125 = 8.

Ou seja o gás hidrogênio está em grande excesso e assim o reagente limitante é o gás oxigênio, e desta forma o gás hidrogênio nem sequer entra em nossos cálculos.

Para resolver o problema então:

Pela equação vemos que 1 mol de O2 produzirá 2 mols de água. Assim a quantidade de

matéria, em mols, de água que serão obtidos na reação será 0,125 x 2 = 0,25 mols.

1 mol de água - 18 g

0,25 mol de água - x g x = massa de água obtida = 4,5 g

Exercício 3.9: Que massa de gás hidrogênio sobrará depois da reação? (Resposta ao final do capítulo).

94


Exercício 3.10: Um bom método de se obter gás cloro em laboratório é reagir dióxido de manganês com ácido clorídrico. A equação desta reação, já balanceada, é:

4 HCl + MnO2 → MnCl

2 + 2 H

2O + Cl

2

Se 10,0 g de HCl for adicionado a 10,0 g de MnO2 determine:

a) Que reagente está em excesso?b) Qual é o reagente limitante (o que será usado para os cálculos)?c) Que massa de gás cloro será obtida? (Respostas ao final do capítulo).

Na prática é muito comum se usar propositalmente excesso de um dos reagentes para assegurar que se obtém o rendimento desejado em relação ao produto almejado.

Por exemplo: Que massa de óxido de magnésio será obtida na queima de 5,9 g de magnésio em presença de excesso de gás oxigênio? A equação da reação é dada pela equação balanceada:

2 Mg + O2 → 2 MgO

Neste caso já fica implícito que o reagente limitante é o magnésio, pois o enunciado já informa que o gás oxigênio está em excesso.

Exercício 3.11: Resolva o problema acima . (Resposta ao final do capítulo).

8. Consolidando Cálculo Estequiométrico.

Interpretar equações químicas e compreender bem o conceito de mol e suas implicações para os cálculos em química é de uma importância tão grande que achamos por bem reforçar estes conceitos introduzindo aqui mais dois problemas resolvidos, passo a passo para assegurar que você estudante possa consolidar sua habilidade e competência na resolução de problemas de cálculo estquiométrico.

Problema 01.Um método clássico para se obter gás acetileno - C

2H

2 - usado em soldas, é reagir carbureto

de cálcio - CaC2 - com água, de acordo com a equação não balanceada:

CaC2 + H

2O → Ca(OH)

2 + C

2H

2

Considere a reação de 50,0 g de carbureto de cálcio com água em exceso.1. Balanceie a equação.2. Que massa de gás acetileno será obtida?3. Que massa de água será consumida na reação?

Soluções.

95

CAPÍTULO 3

1. Inspecionado a equação não balanceada podemos verificar que no lado dos reagentes temos 2 H e 1 O. No lado dos produtos temos 4 H (dois do Ca(OH)

2 e dois do C

2H

2 ) e 2 O

(do Ca(OH)2 ). Assim para balancear a equação basta colocarmos o coeficiente 2 na frente

da fórmula da água, e teremos:

CaC2 + 2 H

2O → Ca(OH)

2 + C

2H

2

2. A massa molar do CaC2 é 40,1 + 12,0 + 12,0 = 64,1 g/mol. Assim em 50,0 g o número de

mols de CaC2

será 50,0 g: 64,1 g/mol = 0,780 mol de CaC2

.

Pela equação podemos verificar que o número de mols de gás acetileno - C2H

2 que serão

produzidos será igual ao número de mols de CaC2 . Ou seja:

nC2H

2 = 0,780.

A massa molar do acetileno é 12,0 + 12,0 + 1,01 + 1,01 = 26,0 g/mol.

assim temos que:

mC2H

2 = 26,0 g/mol x 0,780 mol = 20,3 g.

Usando Análse dimensional teremos:

3. Pela equação podemos verificar que o número de mols de água que será consumida será o dobro do número de mols de CaC

2. Ou seja:

nH2O = 0,780 x 2 = 1,56

A massa molar da água é 1,01 + 1,01 + 16,0 = 18,0 g/mol Logo a massa de água que será

consumida será:

mH2O = 1,56 mol x 18,0 g/mol = 28,1 g de H

2O

Usando análise dimensional teremos:

OgHxxxgCaC OmolHOgH

molCaCOmolH

gCaCmolCaC

210,18

12

1,641

2 1,280,502

2

2

2

2

2 =

221

0,2611

1,641

2 3,200,5022

22

2

22

2

2 HgCxxxgCaC HmolCHgC

molCaCHmolC

gCaCmolCaC =

96


Problema 02.

A partir do gás carbônico e amônia é possível sintetizar uréia, produto muito usado como fertilizante, por ser importante fonte de nitrogênio. A equação balanceada desta reação química é:

2 NH3

+ CO2

→ OC(NH2)

2 + H

2O

Considerando que foram misturados para reagir 2,900 Kg (2900 g) de NH3 e 4,420 Kg (4420

g) de CO2.

Determine:

1. Qual é o regante limitante, tendo em vista a composição inicial dos reagentes?

2. Que massa de ureia será obtida, considerado um rendimento de 100 % e os dois reagentes 100% puros?

3. Que massa do reagente em excesso foi de fato consumida e de quanto foi o exceso neste caso?

Soluções:

1. Inspecionando a equação podemos ver que são necessários 2 mols de NH3 para cada

1 mol de CO2 . Ou seja uma porpoção estequiométrica de:

2 mol NH3 : 1 mol CO

2

Vejamos em primeiro lugar qual é a proporção de mols em termos das massas dadas no exercício:

nNH3 = 2900 g/ 17,03 g/mol = 170,3 mols

nCO2 = 4420 g/44g/mol = 100,4 mols

Podemos ver que a proporção de NH3

: CO2

é menor que 2. Ou seja, não tem NH3 sufi-

ciente para reagir com os 100,4 mols de CO2

. Podemos concluir então que o CO2

está em excesso e o reagente limitante, por conseguinte, é o NH3 e será este re-

agente então que temos que usar para calcular a massa de uréia que será produzida.

2. Pela equação vemos que o número de mols de uréia obtida será a metade do número de mols de NH

3 reagidos. Ou seja:

nOC(NH2)2 = 85,15 mols.

Como a massa molar da uréia é 60,05 g/mol, a massa de uréia a ser produzida será:

97

CAPÍTULO 3

mOC(NH2)

2 = 85,15 mol x 60,05 g/mol = 5113 g(5,113 kg)

Usando o método de análise dimensional teremos:

3. Pela equação podemos ver que o número de mols de CO2 que de fato irão reagir com

os 170,3 mols de NH3

será 170,3/2 = 85,15 mols que equivale a 85.5 mol x 44,01 g/mol = 3747 g (3,747 kg) O excesso será 100,4 - 85,15 = 15,25 mols, que equivale a 15,25 mol x 44,01 g/mol = 671,1 g (0,6711 kg).

Problemas que envolvem reagentes limitantes causam muita dor de cabeça a estudantes de química, pois nem sempre é fácil identificar corretamente qual é o reagente limitante. Uma maneira prática de tirar a dúvida é fazer o problema com os dados dos dois reagentes. O que fornecer o menor resultado é sempre o reagente limitante. Por exemplo, vamos admitir a título de ilustração, que o CO

2 é o reagente limitante. Pela equação podemos

ver que o número de mols do produto uréia é igual ao número de mols de CO2 . Assim se

todo o CO2

fosse consumido obteríamos 100,4 mols de Uréia que equivale a 100,4 mol x 60,05 g/mol = 6.029 g (6,029 kg), que é um resultado bem maior que o resultado que obtivemos considerando (corretamente) como reagente limitante o NH

3 . Confirmamos

desta maneira que o CO2

está em excesso e que o NH3 é o reagente limitante.

9. Considerações Finais

Para terminar este capítulo, vamos reforçar mais uma vez a importância do conceito de MOL. Químicos raciocinam em termos de mol, e por isso este conceito permeia todo o resto deste livro.

Para o estudante que quer e precisa dominar a disciplina química, damos o seguinte conselho:

PENSE MOLPara ilustrar mais uma vez como funciona pensar mol, considere a reação completa entre o importantíssimo combustível etanol com gás oxigênio produzindo gás carbônico e água. A equação balanceada desta reação é:

1 CH3CH

2OH + 3 O

2 → 2 CO

2 + 3 H

2O

22)(1

)(05,602

)(103,17

13 )(51132900

22

22

3

22

3

3 NHOCgxxxgNH NHmolOCNHOCg

molNHNHmolOC

NHgmolNH =

98


Como químicos lêem esta equação?

Assim: 1 mol de etanol (46 g) reage com 3 mols de gás oxigênio (3 x 32 g = 96 g) e produz 2 mols de gás carbônico (2 x 44 g = 88 g) e 3 mols de água (3 x 18g = 54 g).

Ou qualquer fração, múltiplos ou submúltiplos destas quantidades de matéria.

Observe como a lei da conservação da matéria é observada.

Nos reagentes: 46 g + 96 g = 142 g

Nos produtos: 88 g + 54 g = 142 g

Exercício 3.12. Considere a reação completa entre 100 g de etanol (aproximadamente 80 mL) e gás oxigênio, formando gás carbônico e água. Calcule a massa de gás oxigênio que será consumida nesta reação e a massa de gás carbônico e a massa de água que serão produzidas. (Resposta ao final do capítulo).

Exercício 3.13. Verifique se a proporção em mols explicitada no balanceamento da equação se confirma. (Resposta ao final do capítulo).

99

CAPÍTULO 3

A ORIGEM DO CONCEITO DE MOL

(Retirado, e traduzido, da seção Pergunte ao Historiador, que aparece ocasionalmente no Journal of Chemical Education)

O termo molar (do latim moles, que significa “uma grande massa”) foi pela primeira vez introduzido na química pelo químico alemão August Wilhelm Hofmann (1818-1892), por volta de 1865. Teve inicialmente o propósito de indicar qualquer grande massa macroscópica, para contrastar com a massa microscópica ou massa “molecular” (também do latim moles acrescido do sufixo latino cula, que significa pequeno ou minúsculo). Em outras palavras, ao invés de falar de macroscópico versus microscópico, fala-se de molar versus molecular. Este uso em particular do termo molar também ganhou uso comum na literatura de física, onde era comumente usado até pelo menos o final da década de 40.

O uso mais restrito do termo molar, para significar não apenas qualquer massa macroscópica de uma amostra mas, ao invés disto, uma massa em gramas a qual reflete diretamente a massa das moléculas constituintes, bem como o uso do substantivo mol, é normalmente atribuído ao físico-químico alemão Wilhelm Ostwald (1853-1932), e apareceu em vários de seus livros de textos, escritos por volta da virada do século (19 para 20).

Ironicamente, o uso do termo por Ostwald era em função do seu ataque à teoria atômico-molecular e sua tentativa de estabelecer uma alternativa macroscópica para discutir as leis da estequiometria.

Embora o uso da definição volumétrica do mol para gases (22,4 L nas C.N.T.P) aparece relativamente cedo no século 20 em livros de química introdutória (química geral), a interconversão explicita de gramas e mols, como parte de problemas padrões de estequiometria, não parece ter sido comum antes dos anos 50.

Como um pé de página linguístico, é interessante notar que o termo mol [mole] foi também usado pelos romanos para as pesadas pedras usadas na construção de quebra mares em portos e como pedras de moer (de moinhos). O fato de que estas pedras eram usadas para moer deu também origem ao nome do dente molar (para moer ou quebrar).

100


RESPOSTAS AOS EXERCÍCIOS DENTRO DO CAPÍTULO

3.1. 176 u

3.2. C = 40,9 % ; H = 4,54 % ; O = 54,5%

3.3. (a) C3H

4O

3 (b) C

6H

8O

6

3.4. (a) 25,6 g (b) 20,9 g (c) 11.5 g

3.5. (a) 2 KClO3 → 2 KCl + 3 O

2 ; (b) KClO

3 = 122,5 u ; KCl = 74,5 u ; O

2 = 32 u ; (c) 5,88 g

3.6. (a) 6 mols de átomos de carbono, (b) 6 x 6,023 x 1023 átomos de carbono,

(c) 12 mols de átomos de hidrogênio (d) 12 x 6,023 x 1023 átomos de hidrogênio.

3.7. 2,99 x 10-22 g

3.8. (a) 17,9 g de O2 (b) 7,76 g de H

2O

3.9. Serão gastos apenas 0,25 mol de H2. Ou seja, apenas 0,50 g. Sobrará, portanto, 1,5 g de

gás hidrogênio.

3.10. (a) MnO2 (b) HCl (c) 4,86 g

3.11. 9,78 g

3.12. Pela equação balançada verifica-se que 1 mol de CH3CH

2OH reagirão com 3 mols de

gás oxigênio e produzirão 2 mols de CO2 e 3 mols de H

2O. Em 100 g de etanol existem: 100

g/46 g/mol = 2,17 mols. Logo teremos que as quantidades de matéria, em mols, de gás oxigênio consumido e de gás carbônico e de água produzidos, e as respectivas massas serão:

nO2 consumidos = 2,17 x 3 = 6,51 mols e mO

2 = 208,3 g

nCO2 produzidos = 2,17 x 2 = 4,34 mols e mCO

2 = 191,0 g

nH2O produzidos = 2,17 x 3 = 6,51 mols e mH

2O = 117,2 g

3.13. Se dividirmos as quantidades de matéria em mols encontrados acima pelo menor (2,17 mols de CH

3CH

2OH) encontraremos exatamente a proporção 1 mol CH

3CH

2OH: 3 mol

O2 : 2 mol CO

2 : 3 mol H

2O.

101

CAPÍTULO 3

EXERCÍCIOS COMPLEMENTARES - CAPÍTULO 3

1. A figura abaixo representa uma molécula de glicose, cuja fórmula molecular é C6H

12O

6.

A glicose dentro do organismo humano é metabolisada (queima) de acordo com a equação não balanceada (não esqueça de balancear):

C6H

12O

6 + O

2 → CO

2 + H

2O

Considere a queima de 1,0 mol de glicose e responda:

a) Quantos g de gás oxigênio serão consumidos para transformar este mol de glicose completamente em gás carbônico e água?

b) O CO2 produzido será eliminado do corpo pelos pulmões. Que massa de gás

carbônico será lançada para o ambiente na combustão deste 1 mol de glicose?

2. O ácido lático é amplamente distribuído na natureza, e presente em vários processos biológicos. Esta presente, por exemplo, na transpiração, o que explica o gosto ácido da mesma (experimente!). Sua fórmula molecular é C

3H

6O

3.

a) Qual é a massa molecular desta substância?

b) Qual é a composição centesimal desta substância?

c) Qual é a massa molar desta substância?

d) Quantos mols e quantos átomos de Carbono (C) existem em um mol de ácido lático?

3. A figura abaixo representa uma molécula de sacarina (um dos mais antigos adoçantes artificiais). Cada molécula é constituída de 7 átomos de carbono (C), 1 átomo de enxofre (S), 1 átomo de Nitrogênio (N), 3 átomos de oxigênio (O) e 5 átomos de hidrogênio (H).

a) Qual é a fórmula molecular da sacarina?

b) Qual é a sua massa molecular?

c) Qual é sua composição centesimal?

d) Qual é sua massa molar?

102


4. O gás liquefeito de petróleo (GLP) tem como principal componente o gás butano – C

4H

10 – cuja molécula é representada ao lado do botijão na figura ao lado.

O butano queima no fogão da cozinha de acordo com a equação não balanceada (não esqueça de balancear):

C4H

10 + O

2 → CO

2 + H

2O

Considere a queima de 40,0 g de butano e responda:

a)Quantos g de gás oxigênio serão consumidos para transformar esta massa de butano completamente em gás carbônico e água?

b)Quantos mols de CO2 serão lançados no ambiente?

c)Que massa de água será produzida?

5. O sódio (Na) reage violentamente com a água de acordo com a equação não balanceada.

Na + H2O → H

2 + NaOH

Um químico colocou para reagir 2,0 g de sódio em 1 litro (1 kg, ou 1000 g) de água.

a) Balanceie a equação de água.

b) Determine qual é o reagente em excesso e determine qual é o reagente limitante.

c) Que massa de NaOH poderá ser recuperado da solução (mistura homogênea) formada durante a reação?

d) Quantos mols de gás hidrogênio serão liberados para o ambiente?

6. O gás carbônico (CO2) reage com hidróxido de potássio (KOH) formando carbonato de

potássio (K2CO

3) e água (H

2O), de acordo com a equação não balanceada (não esqueça de

balancear).

CO2 + KOH → K

2CO

3 + H

2O

Considere a reação entre 5,00 g de KOH e gás carbônico em excesso.

103

CAPÍTULO 3

a) Que massa de carbonato de potássio será obtida se o KOH for 100% puro e o rendimento for de 100% ?

b) Que massa de carbonato de potássio será obtida se o KOH tiver uma pureza de 95,0 % e o rendimento for de 100% ?

c) Que massa de carbonato de potássio será obtida se o KOH for 100% puro, mas se o rendimento for de apenas 80% ?

d) Que massa de carbonato de potássio será obtida se o KOH tiver uma pureza de 95%, mas se o rendimento for de apenas 80% ?

7. Responda os itens (a), (b), (c) e (d) do problema 6, mas dando a resposta em mols.

8. Um certo composto orgânico apresenta a seguinte composição centesimal:

C = 27,3 % ; O = 36,4 % ; N = 31,8 % ; H = 4,5 %. Conseguiu também verificar a massa molecular desta substância era 88 u.

a) Qual a fórmula mínima desta substância?

b) Qual a fórmula molecular desta substância?

c) Qual é a massa de um mol de moléculas desta substância?

d) Qual é a massa de uma única molécula desta substância?

9. O químico alemão Whoeller foi o primeiro a transformar uma substância inorgânica numa substância orgânica, presente na urina animal. Ao analisar o composto obtido verificou que o mesmo tinha a seguinte composição:

C = 20,0 % ; O = 26,7 % ; N = 46,7 % ; H = 6,7 %. Conseguiu também verificar que a massa molecular desta substância era 60 u.

a) Qual a fórmula mínima desta substância?

b) Qual a fórmula molecular desta substância?

c) Qual é a massa de um mol de moléculas desta substância?

d) Qual é a massa de uma única molécula desta substância?

e) Que substância poderia ser esta?

10. Um estudante de química, de espírito brincalhão, entrou numa farmácia e pediu 0,050 mol de vitamina C, cuja fórmula é C

6H

8O

6. Considerando que um comprimido de

vitamina C contém 500 mg (0,500 g) desta substância, quantos comprimidos de Vitamina C o estudante levará?

análise dimensional

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