apostila de quÍmica 2010 - ifet

IFSP – INSTITUTO FEDERAL DE EDUCAÇÃO, CIÊNCIA E TECNOLOGIA DE SÃO PAULO - CAMPUS CUBATÃO

CURSO SUPERIOR DE TECNOLOGIA EM AUTOMAÇÃO INDUSTRIAL DISCIPLINA: QUÍMICA GERAL PROFESSORA: ANA PAULA

CAROS ALUNOS

Esta apostila surgiu da necessidade de adaptação do curso de Química Geral

para o Curso Superior de Tecnologia em Automação e Controle de Processos

Industriais Contínuos. Todo o material que está resumido neste trabalho

encontra-se num ou em mais de um dos livros recomendados, como consta na

bibliografia, presente na última página.

Espero que esta edição sirva para facilitar o entendimento deste tema tão

complexo que é a “ QUÍMICA GERAL” !

Espero que tenhamos um Ótimo Semestre !

Sucesso!!

Professora Ana Paula



Critérios de Avaliação:

P1 = listas de exercícios (3 pontos) + prova (7 pontos)

P2 = listas de exercícios (2 pontos) + trabalho (2 pontos) + prova (6 pontos)

PFA(P3) = máximo de 2 pontos do trabalho da P2 + prova (8 pontos)



Nome : _____________________________________________ - SAI 271

1a. LISTA DE EXERCÍCIOS

1 – Qual as diferença entre massa atômica e massa molecular ? 2 – Defina Mol e Massa Molar. 3 – A massa atômica do Cu é 63,6. Sabendo que esse elemento é formado pelos isótopos

63Cu

e 65

Cu, calcule a porcentagem de cada isótopo presente no elemento? 4 – Considere a tabela abaixo:

Isótopo Massa (u) Ocorrência (%) 24

Mg 23,99 X 25

Mg 24,99 10,00 26

Mg 25,98 Y

Dê as ocorrências X e Y dos isótopos

24Mg e

26Mg , sabendo que a massa atômica do

elemento químico magnésio é 24,31 u. ( Nos cálculos arredonde as massas para 24,25 e 26 ) 5 – O óxido de vanádio é constituído por moléculas de V2Oy. Se a massa molar do V2Oy é 182 g/mol, y é igual a : (Dado as massas atômicas: V=51 ; O=16 ) a) 1 b) 3 c) 7 d) 5 e) 4 6 – Uma pessoa utilizou 6,84 g de sacarose (C12H22O11) para adoçar seu café. Depois de beber o café, essa pessoa terá ingerido :

a) quantas moléculas de sacarose ? b) quantos mol de carbono ? c) quantos átomos de oxigênio ? Dados : Massas atômicas :C=12 ; H=1 ; O=16

7 – Qual a importância de se conhecer as massas atômicas, massas moleculares, massas molares e o mol de cada substância ? 8 – Um botijão de gás de cozinha contém 11,6 kg de gás butano (C4H10 ). Quantas moléculas de butano há no interior desse botijão ? ( Massas atômicas : C=12 , H=1 ) Obs.: Esta lista deve ser entregue dia 29/03/2010, IMPRETERIVELMENTE, e fará parte da nota da P1.



1 – Qual as diferença entre massa atômica e massa molecular ?

2 – Defina Mol e Massa Molar.

http://pt.wikipedia.org/wiki/Unidade_de_medida

http://pt.wikipedia.org/wiki/Sistema_Internacional_de_Unidades



http://pt.wikipedia.org/wiki/Qu%C3%ADmica

http://pt.wikipedia.org/wiki/Molaridade

http://pt.wikipedia.org/wiki/Subst%C3%A2ncia

http://pt.wikipedia.org/wiki/D%C3%BAzia

http://pt.wikipedia.org/wiki/%C3%81tomo

http://pt.wikipedia.org/wiki/Mol%C3%A9cula

http://pt.wikipedia.org/wiki/%C3%8Don

http://pt.wikipedia.org/wiki/El%C3%A9tron

http://pt.wikipedia.org/wiki/Grama




3 – A massa atômica do Cu é 63,6. Sabendo que esse elemento é formado pelos isótopos

63Cu

e 65

Cu, calcule a porcentagem de cada isótopo presente no elemento?

4 – Considere a tabela abaixo:

Isótopo Massa (u) Ocorrência (%) 24

Mg 23,99 X 25

Mg 24,99 10,00 26

Mg 25,98 Y

Dê as ocorrências X e Y dos isótopos

24Mg e

26Mg , sabendo que a massa atômica do

elemento químico magnésio é 24,31 u. ( Nos cálculos arredonde as massas para 24,25 e 26 )



5 – O óxido de vanádio é constituído por moléculas de V2Oy. Se a massa molar do V2Oy é 182 g/mol, y é igual a : (Dado as massas atômicas: V=51 ; O=16 ) V2O5=2x51+5x16=182u y vale 5 a) 1 b) 3 c) 7 d) 5 e) 4

6 – Uma pessoa utilizou 6,84 g de sacarose (C12H22O11) para adoçar seu café. Depois de beber o café, essa pessoa terá ingerido :

a) quantas moléculas de sacarose ? b) quantos mol de carbono ? c) quantos átomos de oxigênio ? Dados : Massas atômicas :C=12 ; H=1 ; O=16



7 – Qual a importância de se conhecer as massas atômicas, massas moleculares, massas molares e o mol de cada substância ?

8 – Um botijão de gás de cozinha contém 11,6 kg de gás butano (C4H10 ). Quantas moléculas de butano há no interior desse botijão ? ( Massas atômicas : C=12 , H=1 )



Nome: ________________________________________________________ - SAI - 271

Exercícios Relações de Massa

1 – Qual o número de átomos existentes em 3,4 gramas de amônia, NH3(g)? Dados N = 14u e

H= 1 u. (valor 1,0)

a) 4,8.1023

b)4,8.1022

c) 6.1023

d)1,2.1023

e)16.1023

2 – Um frasco contém 28 gramas de cada uma das moléculas, CO, C2H4 e N2. O número total

de moléculas no frasco é igual a: (valor 1,0)

a) 3 b) 84 c) 6.1023

d)18.1023

e)3.28.1024

3 – Qual a massa em gramas de uma molécula de açúcar comum ou sacarose, C12H22O11?

Dados: C=12 u; H = 1u; e O = 16 u. Constante de Avogadro (N) = 6,02.1023

. (valor 1,0)

a) 5,68. 10-22

g b) 6,02. 1023

g c) 342 g d) 5,68. 10-23

g e) 3,42. 10-21

g

4 – Uma pessoa necessita, por dia, de 50 gramas de nitrogênio fornecidos pela alimentação.

Isso dá, em número de átomos, aproximadamente: Dado: N= 14u. (valor 1,0)

a) 3,00.1024

b) 2,15.1024

c) 5,00.1023

d) 6,00.1023

e) 3,14.1024

5 – Um medicamento contém 90 mg de ácido acetil-salicílico (C9H8O4) por comprimido.

Quantas moléculas dessa substância há em cada comprimido desse medicamento? Dados: C

= 12u; H=1u ; O = 16u. (valor 1,0)

6 – O Brasil produz, por ano, aproximadamente 5,0.106 toneladas de ácido sulfúrico, 1,2.10

6

toneladas de amônia e 1,0.106 toneladas de soda cáustica. Transformando-se toneladas em

mols, a ordem decrescente de produção dessas substâncias será: Dados: H = 1u; S = 32u; O =

16u; N = 14u; Na = 23u. (valor 2,0)

a) H2SO4 > NH3 > NaOH b) H2SO4 > NaOH > NH3 c) NH3 > H2SO4 > NaOH

d) NH3 > NaOH > H2SO4 e) NaOH > NH3 > H2SO4

7 - Considere um copo com 90 ml de água (como a densidade da água é 1g/ml, 90 ml é igual a

90 gramas). Determine:

a) Nº mol de moléculas de água

b) Nº de moléculas de água

c) Nº de átomos de oxigênio

d) Nº de átomos de hidrogênio

e) Nº total de átomos

8 – Determine o número de átomos existentes em:

a) I – 2 mol de átomos de Mg.

b) II – 0,5 mol de átomos de Fe.

c) III – 10 g de cálcio (Ca = MM = 40 g/mol).

d) IV – 128 g de enxofre (S = MM = 32 g/mol).



1 – Qual o número de átomos existentes em 3,4 gramas de amônia, NH3(g)? Dados N = 14u e

H= 1 u.

2 – Um frasco contém 28 gramas de cada uma das moléculas, CO, C2H4 e N2. O número total

de moléculas no frasco é igual a:

3 – Qual a massa em gramas de uma molécula de açúcar comum ou sacarose, C12H22O11?

Dados: C=12 u; H = 1u; e O = 16 u. Constante de Avogadro (N) = 6,02.1023

4 – Uma pessoa necessita, por dia, de 50 gramas de nitrogênio fornecidos pela alimentação.

Isso dá, em número de átomos, aproximadamente: Dado: N= 14u. (valor 1,0)



5 – Um medicamento contém 90 mg de ácido acetil-salicílico (C9H8O4) por comprimido.

Quantas moléculas dessa substância há em cada comprimido desse medicamento? Dados: C

= 12u; H=1u ; O = 16u.

6 – O Brasil produz, por ano, aproximadamente 5,0.106 toneladas de ácido sulfúrico, 1,2.10

6

toneladas de amônia e 1,0.106 toneladas de soda cáustica. Transformando-se toneladas em

mols, a ordem decrescente de produção dessas substâncias será: Dados: H = 1u; S = 32u; O =

16u; N = 14u; Na = 23u



7 - Considere um copo com 90 ml de água (como a densidade da água é 1g/ml, 90 ml é igual a

90 gramas). Determine: Dados: H=1u ; O = 16u.

a) Nº mol de moléculas de água

b) Nº de moléculas de água

c) Nº de átomos de oxigênio

d) Nº de átomos de hidrogênio

e) Nº total de átomos



8 – Determine o número de átomos existentes em:

a) I – 2 mol de átomos de Mg.

b) II – 0,5 mol de átomos de Fe.

f) III – 10 g de cálcio (Ca = MM = 40 g/mol).

g) IV – 128 g de enxofre (S = MM = 32 g/mol).



ESTEQUIOMETRIA

Conforme definição do dicionário, estequiometria é a parte da química em que se investigam as proporções dos elementos que se combinam ou dos compostos que reagem.

A determinação das fórmulas e das equações das reações químicas permite a uma empresa saber quanta matéria-prima deve comprar para fabricar seus produtos, possibilitam a um cientista saber que quantidades de poluentes os diferentes combustíveis lançam na atmosfera e à indústria farmacêutica e aos médicos precisarem a quantidade de medicamentos que deve ser administrada a um paciente.

Essas proporções são perceptíveis pelo conhecimento das fórmulas das substâncias.

TIPOS DE FÓRMULAS

1 – Fórmula percentual – indica a porcentagem, em massa, de cada elemento que constitui a substância. Ex.: Dada a fórmula do metano, CH4 , determine sua fórmula percentual, sabendo que as massas atômicas dos elementos são: C=12 u.; H=1 u. 2 – Fórmula mínima ou empírica – indica a menor proporção, em números inteiros de mol, dos átomos dos elementos que constituem uma substância. Ex.: Uma amostra de uma substância contém 1,8 g de sódio (Na); 1,24 g de fósforo (P) e 2,24 g de oxigênio (O). Dados as massas atômicas dos elementos ( Na=23 u.; P=31 u.; O=16 u.), determine sua fórmula mínima. 3 – Fórmula molecular – indica o número real de átomos de cada elemento na molécula. Existem 2 métodos para determinação da fórmula molecular :

1º Método – a partir da porcentagem em massa, calculando a fórmula mínima;

2º Método – relacionando as porcentagens em massa com os componentes. Resolveremos o exemplo a seguir pelos 2 métodos. Dada a composição centesimal da vitamina C ( 40,9% C; 4,55% H e 54,6% O) e sua massa molar (MM= 176), determine sua fórmula molecular, sabendo que as massas atômicas dos elementos valem: C=12 u.; H=1 u.; O=16 u.



EXERCÍCIOS – DETERMINAÇÃO DE FÓRMULAS 1 – A síntese da aspirina ( AAS – C9H8O4 ) foi uma das maiores conquistas da indústria

farmacêutica. Sua estrutura está desenhada abaixo. Determine a porcentagem, em massa, de

carbono na aspirina. Dados : Massas molares ( g/mol ) : C = 12; O = 16; H = 1.

2 – Sabe-se que, quando uma pessoa fuma um cigarro, pode inalar de 0,1 até 0,2 miligramas

de nicotina. Descobriu-se em laboratório que cada miligrama de nicotina contém 74 % de

Carbono, 8,65% de Hidrogênio e 17,3 % de Nitrogênio . Calcule a fórmula mínima da nicotina.

(Massas atômicas : C = 12, H = 1, N = 14).

3 – O etileno glicol, substância muito usada como agente anticongelante em motores

automotivos, é um álcool e possui 38,7 % de C: 9,7 % de H e 51,6% de O. Determine a fórmula

mínima deste composto.

Dados : massas atômicas : H = 1 ; C = 12: O 16 .

4 – A análise de uma substância desconhecida revelou a seguinte composição centesimal :

62,1% de C ; 10,3 % de H e 27,5% de O . Pela determinação experimental de sua massa

molar, obteve-se o valor de 58 g/mol. É correto concluir que se trata de um composto orgânico.

Determine sua fórmula molecular

Dados : massas atômicas : C = 12 ; H = 1 ; O = 16 .

5 – Uma substância de massa molecular 200 contém 72%de carbono, 16% de oxigênio e 12%

de hidrogênio. Determine a fórmula molecular dessa substância.



1 – A síntese da aspirina ( AAS – C9H8O4 ) foi uma das maiores conquistas da indústria

farmacêutica. Sua estrutura está desenhada abaixo. Determine a porcentagem, em massa, de

carbono na aspirina. Dados : Massas molares ( g/mol ) : C = 12; O = 16; H = 1.

2 – Sabe-se que, quando uma pessoa fuma um cigarro, pode inalar de 0,1 até 0,2 miligramas

de nicotina. Descobriu-se em laboratório que cada miligrama de nicotina contém 74 % de

Carbono, 8,65% de Hidrogênio e 17,3 % de Nitrogênio . Calcule a fórmula mínima da nicotina.

(Massas atômicas : C = 12, H = 1, N = 14).



3 – O etileno glicol, substância muito usada como agente anticongelante em motores

automotivos, é um álcool e possui 38,7 % de C: 9,7 % de H e 51,6% de O. Determine a fórmula

mínima deste composto.

Dados : massas atômicas : H = 1 ; C = 12: O 16 .

4 – A análise de uma substância desconhecida revelou a seguinte composição centesimal :

62,1% de C ; 10,3 % de H e 27,5% de O . Pela determinação experimental de sua massa

molar, obteve-se o valor de 58 g/mol. É correto concluir que se trata de um composto orgânico.

Determine sua fórmula molecular

Dados : massas atômicas : C = 12 ; H = 1 ; O = 16 .

5 – Uma substância de massa molecular 200 contém 72%de carbono, 16% de oxigênio e 12%

de hidrogênio. Determine a fórmula molecular dessa substância.



Nome: ________________________________________________________ - SAI - 271



ESTUDO DOS GASES

A maioria dos gases são compostos moleculares, com exceção dos gases nobres, que

são formados por átomos isolados. As principais características físicas dos gases são a sua grande compressibilidade e

extraordinária capacidade de expansão. Os gases não apresentam um volume fixo, pois sempre ocupam o volume total do recipiente em que estão confinados. Outra propriedade inerente aos gases é que eles são miscíveis entre si em qualquer proporção.

DIFERENÇA ENTRE GÁS E VAPOR

Vapor – designação dada à matéria no estado gasoso, quando é capaz de existir em equilíbrio com o líquido ou com o sólido correspondente, podendo sofrer liquefação pelo simples abaixamento de temperatura ou aumento de pressão. Ex. : Vapor d’água.

Gás – é o estado fluido da matéria, impossível de ser liquefeito só por um aumento de pressão ou só por uma diminuição de temperatura, o que o diferencia do vapor. Ex.: gás hidrogênio.

l l l l



V / T = k

V1/T1 = V2 / T2

P / T = k

P1/T1 =P2 / T2



Relacionando as 3 transformações gasosas estudadas , obtemos uma relação denominada equação geral dos gases :

V1/T1 = V2 / T2

P1/T1 =P2 / T2

A equação geral dos gases permite que, por exemplo, conhecendo o volume de um gás em determinadas condições de temperatura e pressão, possamos determinar seu novo volume em outras condições de temperatura e pressão. Esse cálculo também pode ser feito para a determinação de temperaturas e pressões diferentes, a partir de valores iniciais. CONDIÇÕES NORMAIS DE TEMPERATURA E PRESSÃO - CNTP , TP ou CN As comparações das propriedades dos gases são feitas a partir de certos referenciais, estabelecidos arbitrariamente e conhecidos por Condições Normais. Pnormal = 1 atm = 760 mm Hg Tnormal = 0°C = 273 K Volume molar de um gás ou vapor nas CNTP = 22,4 litros (volume que contém 1 mol)



NOME : ___________________________________________ TURMA : _______

EXERCÍCIOS ESTUDO DOS GASES

1 – Certa massa de um gás , está submetida à pressão de 3 atm e ocupa o volume de 1,5 l. Reduzindo-se isotermicamente a pressão para 2 atm, qual será o volume ocupado ? 2 – Certa massa de gás, submetida à temperatura de 27°C, ocupa um volume de 5 l. Qual será o seu volume quando a temperatura passar a 127° C, sem variar a pressão ? 3 – Certa massa de gás exerce a pressão de 2,5 atm quando submetida a 27°C. Determine a pressão exercida quando sua temperatura passar a 127°C, sem variar o volume. 4 – Uma bolha de ar se forma no fundo de um lago, em que a pressão é de 2,2 atm. A essa pressão, a bolha tem um volume de 3,6 cm³. Que volume terá essa bolha quando subir à superfície, na qual a pressão atmosférica é de 684 mm Hg, admitindo-se que a massa contida no interior da bolha e a temperatura permanecem constantes ? 5 – Um balão selado, quando cheio de ar, tem volume de 50 m³ a 22°C e a uma dada pressão. O balão é aquecido. Assumindo-se que a pressão é constante, a que temperatura estará o balão quando seu volume for 60 m³ ? 6 – Certo gás ocupa um volume de 100 litros a dada pressão e temperatura. Qual o volume ocupado pela mesma massa gasosa quando a pressão do gás se reduzir a ¾ da inicial e a temperatura absoluta se reduzir em 2/5 da inicial ? 7 – Considere uma amostra de gás hélio ( He ) confinada num dado recipiente, sofrendo uma série de transformações. Os resultados obtidos constam da tabela abaixo. Determine os valores de a , b, c, d, e , f .

P (atm) T ( K ) t ( °C )

2 300 27

a 600 b

8 c d

f e -123

8 – Determinada massa de um gás, submetida a 47°C, ocupa o volume de 5 l e exerce a pressão de 1140 mm Hg. Determine o volume que essa massa ocupará se for submetida a 27°C e exercer a pressão de 3 atm.



1 – Certa massa de um gás , está submetida à pressão de 3 atm e ocupa o volume de 1,5 l. Reduzindo-se isotermicamente a pressão para 2 atm, qual será o volume ocupado ?

2 – Certa massa de gás, submetida à temperatura de 27°C, ocupa um volume de 5 l. Qual será o seu volume quando a temperatura passar a 127° C, sem variar a pressão ?

3 – Certa massa de gás exerce a pressão de 2,5 atm quando submetida a 27°C. Determine a pressão exercida quando sua temperatura passar a 127°C, sem variar o volume.



4 – Uma bolha de ar se forma no fundo de um lago, em que a pressão é de 2,2 atm. A essa pressão, a bolha tem um volume de 3,6 cm³. Que volume terá essa bolha quando subir à superfície, na qual a pressão atmosférica é de 684 mm Hg, admitindo-se que a massa contida no interior da bolha e a temperatura permanecem constantes ?

5 – Um balão selado, quando cheio de ar, tem volume de 50 m³ a 22°C e a uma dada pressão. O balão é aquecido. Assumindo-se que a pressão é constante, a que temperatura estará o balão quando seu volume for 60 m³ ?



6 – Certo gás ocupa um volume de 100 litros a dada pressão e temperatura. Qual o volume ocupado pela mesma massa gasosa quando a pressão do gás se reduzir a ¾ da inicial e a temperatura absoluta se reduzir em 2/5 da inicial ?

7 – Considere uma amostra de gás hélio ( He ) confinada num dado recipiente, sofrendo uma série de transformações. Os resultados obtidos constam da tabela abaixo. Determine os valores de a , b, c, d, e , f .

P (atm) T ( K ) t ( °C )

2 300 27

a 600 b

8 c d

f e -123

Resolução: P (atm) T ( K ) t ( °C )

2 300 27

4 600 327

8 1199,99 926,99

1 150 -123



8 – Determinada massa de um gás, submetida a 47°C, ocupa o volume de 5 l e exerce a pressão de 1140 mm Hg. Determine o volume que essa massa ocupará se for submetida a 27°C e exercer a pressão de 3 atm.



ESTUDO DOS GASES - CONTINUAÇÃO

Como vimos na aula passada, a equação geral dos gases permite determinar o volume, a temperatura ou a pressão de um gás, se as condições iniciais forem alteradas, utilizando a fórmula: Relacionando as 3 transformações gasosas estudadas , obtemos uma relação denominada equação geral dos gases :

EQUAÇÃO DE ESTADO DOS GASES PERFEITOS – EQUAÇÃO DE

CLAPEYRON Quaisquer que sejam as transformações sofridas por uma massa fixa de gás, a relação PV / T apresenta sempre um valor constante que depende do número de mol do gás. Quando essa quantidade for igual a 1 mol, a constante será representada por R. Ou seja, para 1 mol de gás, PV / T = R O valor de R nas CNTP pode ser calculado e vale: R = 0,082 atm.L / mol K, ou

R = 62,3 mm Hg . L / mol K ,ou R = 8,31 kPa.L / mol K

Genericamente, para um número qualquer de mol (n), temos: PV = nRT Qualquer gás que obedeça essa lei será considerado um gás perfeito ou ideal.

MISTURA DE GASES Muitos sistemas gasosos são misturas de gases, como, por exemplo, o ar que respiramos. Toda mistura é um sistema homogêneo.

1 – Lei de Dalton (Pressão parcial) Se misturarmos volumes iguais de gases mantidos à mesma temperatura, sabemos que a pressão total do sistema corresponde à soma das pressões exercidas pelos componentes da mistura, ou seja,

PT = PA + PB + PC + ....+ PN

A pressão total é diretamente proporcional ao número total de mol (nA + nB + nC + ... + nN = ∑ n):

P = ∑nRT / V , logo, PV = ∑nRT

Essa relação é conhecida como Lei de Dalton das pressões parciais, e foi estabelecida em 1801.



2 – Lei de Amagat (Volume parcial) Numa mistura gasosa, podemos considerar que cada um dos gases é responsável por uma parte do volume total ou, ainda, por certa porcentagem do volume total. O volume parcial de cada gás é diretamente proporcional ao número de mol do gás. Assim, podemos concluir que volume parcial é o volume que um gás ocuparia se sobre ele estivesse sendo exercida a pressão total da mistura gasosa à mesma temperatura. Aplicando-se a lei dos gases ideais para uma mistura gasosa contendo gás A e gás B, temos:

PTVA = nART (I)

PTVB = nBRT (II)

P(VA+VB) = (nA+nB)RT

PV = ∑nRT (III)

A relação entre o número de mol de um gás e o número total de mol da mistura é conhecida como fração molar. Logo, a soma das frações molares sempre será igual à unidade. A fração molar pode ser obtida estabelecendo-se relações com as pressões, com os volumes parciais e com a porcentagem em volume.

XA = nA / ∑ n = PA / PT = VA / VT = % em volume de A / 100%, logo:

PA = XAPT e VA = XAVT

DENSIDADE DOS GASES A partir da Equação de Estado dos Gases Ideais, PV = nRT, pode-se chegar a uma nova equação:

PV=(m/M) RT → PM = (m/V) RT → PM / RT = m / V , se m/V = densidade (d), teremos:

d = PM / RT

Densidade relativa dos gases A densidade relativa entre dois gases é dada pela simples relação entre as suas densidades absolutas, medidas nas mesmas condições de temperatura e pressão.

dA = PMA / RT → dA / dB = MA / MB

dB = PMB / RT

A partir dessa relação, pode-se concluir, em termos comparativos, que quanto maior for a massa molar de um gás, maior será sua densidade. É comum comparar a densidade de um gás com a do ar. Como o ar é uma mistura, sua massa molar aparente deve ser determinada por meio de uma média ponderada:

Composição do ar % em volume Fração molar

N2 (M = 28 g/mol) 78 0,78

O2 (M = 32 g/mol) 21 0,21

Ar (M = 40 g/mol) 1 0,01

m aparente = (X N2 . mN2) + (XO2 . mO2) + (XAr . mAr)

M aparente do ar = 28,96 g/mol



Logo, nas CNTP, se um balão contendo gás com massa molar menor que 28,96 g/mol for solto no ar, ele subirá.

DIFUSÃO E EFUSÃO DOS GASES

1 – Efusão É a passagem das moléculas de um gás através de pequenos orifícios.

2 – Difusão É a propriedade de 2 ou mais gases misturarem-se espontaneamente, resultando em

soluções (misturas homogêneas), quando colocados em presença uns dos outros.

3 – Lei de Graham A velocidade de difusão e efusão de um gás é inversamente proporcional à raiz quadrada de sua densidade.

v1 / v2 = (d2 / d1)½

Numa mesma P e T, a relação entre as densidades de dois gases é igual à relação entre suas massas molares; portanto:

v1 / v2 = (M2 / M1)½

GASES REAIS Em um gás ideal não há forças intermoleculares e o volume ocupado pelas moléculas individuais é desprezível em relação ao volume total ocupado pelo gás. Essas condições não são as encontradas nos gases reais, o que leva a desvios do comportamento ideal. À medida que a pressão aumenta, as moléculas do gás são forçadas a se aproximares umas das outras, de modo que o volume ocupado por elas já não é desprezível em relação ao volume total do gás; além disso, a aproximação das moléculas tende a produzir forças intermoleculares que são significativas. Conforme a temperatura diminui, o movimento molecular também diminui, e as forças intermoleculares passam a ser mais significativas. Quando a temperatura torna-se suficientemente baixa, as atrações entre as moléculas tornam-se muito fortes e o gás condensa. Um GÁS IDEAL NÃO CONDENSA, assim, um gás REAL tem comportamento de gás IDEAL quando submetido a BAIXA pressão e ALTA temperatura.

EQUAÇÃO DE VAN DER WAALS PARA GASES REAIS

P + ( n2 . a / V

2 ) . ( V – n . b ) = nRT

Nessa equação, as constantes a e b, conhecidas como constantes de Van der Waals, possuem valores que devem ser determinados experimentalmente para cada gás.

Gás a (L2 . atm / mol

2) b ( L / mol)

H2 0,244 0,0266

He 0,034 0,0237

N2 1,39 0,0391

O2 1,36 0,0318

CO2 3,59 0,0427

CH4 2,25 0,0428

NH3 4,17 0,0371



NOME : ___________________________________________ TURMA : _______

EXERCÍCIOS ESTUDO DOS GASES – Lista 2

1 – A pressão total do ar no interior de um pneu era de 2,3 atm quando a temperatura do pneu era de 27ºC. Depois de ter rodado um certo tempo com este pneu, mediu-se novamente sua pressão e verificou-se que este era agora de 2,53 atm. Supondo a variação de volume do pneu desprezível, qual será a nova temperatura? 2 – No alto de uma montanha, o termômetro marca 15ºC e o barômetro, 600 mmHg. Ao pé da montanha, a temperatura é de 25ºC e a pressão é de 1 atm. A relação entre os volumes ocupados pela mesma massa de gás no alto da montanha e ao pé da montanha será de: .... 3 – 30g de uma substância pura, no estado gasoso, ocupam um volume de 12,3 litros à temperatura de 327ºC e à pressão de 3 atm. Calcule a massa molecular dessa substância. 4 – Num frasco, a certa pressão e temperatura, estão contidos 11 gramas de CO2. Qual é a massa de oxigênio (O2), num frasco de mesmo volume, que exercerá a mesma pressão à mesma temperatura? 5 – Um recipiente fechado A contém 12 g de O2 (g) numa dada temperatura, sob pressão de 0,5 atm. Um recipiente fechado B, com volume igual ao de A, na mesma temperatura, contém 33g de um gás X sob pressão de 1,0 atm. O gás X pode ser: a) O2 b) CO2 c) CH4 d) He e) SO2

Dados: H = 1,0 g/mol ; C = 12 g/mol ; O = 16 g/mol ; S = 32 g/mol ; He = 4 g/mol

6 – Qual o volume de um balão contendo 44 g de gás hélio, utilizado em parques de diversões, num dia em que a temperatura é igual a 28ºC e a pressão, no interior do balão, é 2,5 . 10

2 kPa?

Dados: R = 8,31 kPa.L / mol K; MHe = 4,0 g/mol 7 – Um balão contém 32 g de He e 128 g de SO2. Calcule:

a) As frações molares de cada gás; b) As pressões parciais de cada gás quando a pressão total for igual a 1000 mm Hg. Dados: Massas molares: He = 4 g /mol; SO2 = 64 g/mol

8 – Quantas a velocidade de efusão do hidrogênio é maior que a do nitrogênio? Dados: H2 = 2 g/mol; N2 = 28 g/mol. 9 – Um indivíduo encontra-se no centro de uma sala quadrangular. Em cantos opostos desta sala são quebrados, no mesmo instante, frascos idênticos, um deles contendo amoníaco (NH3),

e o outro, cloreto de hidrogênio (HCl). De qual desses 2 gases o indivíduo sentirá o cheiro

primeiro? Dados: NH3 = 17 g/mol; HCl = 37 g/mol.

10 – Calcule a temperatura, em graus Celsius, na qual um recipiente de 5 litros manterá 7 g de oxigênio (O2), à pressão de 1 atm. Dada a massa molar do O2 = 32 g/mol, considere o gás oxigênio como sendo:

a) Um gás ideal. b) Um gás real.



1 – A pressão total do ar no interior de um pneu era de 2,3 atm quando a temperatura do pneu era de 27ºC. Depois de ter rodado um certo tempo com este pneu, mediu-se novamente sua pressão e verificou-se que este era agora de 2,53 atm. Supondo a variação de volume do pneu desprezível, qual será a nova temperatura?



2 – No alto de uma montanha, o termômetro marca 15ºC e o barômetro, 600 mmHg. Ao pé da montanha, a temperatura é de 25ºC e a pressão é de 1 atm. A relação entre os volumes ocupados pela mesma massa de gás no alto da montanha e ao pé da montanha será de: ....



3 – 30g de uma substância pura, no estado gasoso, ocupam um volume de 12,3 litros à temperatura de 327ºC e à pressão de 3 atm. Calcule a massa molecular dessa substância. 4 – Num frasco, a certa pressão e temperatura, estão contidos 11 gramas de CO2. Qual é a massa de oxigênio (O2), num frasco de mesmo volume, que exercerá a mesma pressão à mesma temperatura? 5 – Um recipiente fechado A contém 12 g de O2 (g) numa dada temperatura, sob pressão de 0,5 atm. Um recipiente fechado B, com volume igual ao de A, na mesma temperatura, contém 33g de um gás X sob pressão de 1,0 atm. O gás X pode ser: a) O2 b) CO2 c) CH4 d) He e) SO2

Dados: H = 1,0 g/mol ; C = 12 g/mol ; O = 16 g/mol ; S = 32 g/mol ; He = 4 g/mol



6 – Qual o volume de um balão contendo 44 g de gás hélio, utilizado em parques de diversões, num dia em que a temperatura é igual a 28ºC e a pressão, no interior do balão, é 2,5 . 10

2 kPa?

Dados: R = 8,31 kPa.L / mol K; MHe = 4,0 g/mol V=? m=44g T=28 graus Celsius=28+273=301 K P=2,5.10

2 Kpa

R=8,31 Kpa (constante) M=4,0 g/mol



7 – Um balão contém 32 g de He e 128 g de SO2. Calcule:

c) As frações molares de cada gás; d) As pressões parciais de cada gás quando a pressão total for igual a 1000 mm Hg. Dados: Massas molares: He = 4 g /mol; SO2 = 64 g/mol

8 – Quantas a velocidade de efusão do hidrogênio é maior que a do nitrogênio? Dados: H2 = 2 g/mol; N2 = 28 g/mol.

9 – Um indivíduo encontra-se no centro de uma sala quadrangular. Em cantos opostos desta sala são quebrados, no mesmo instante, frascos idênticos, um deles contendo amoníaco (NH3), e o outro, cloreto de hidrogênio (HCl). De qual desses 2 gases o indivíduo sentirá o cheiro

primeiro? Dados: NH3 = 17 g/mol; HCl = 37 g/mol.

10 – Calcule a temperatura, em graus Celsius, na qual um recipiente de 5 litros manterá 7 g de oxigênio (O2), à pressão de 1 atm. Dada a massa molar do O2 = 32 g/mol, considere o gás oxigênio como sendo:

c) Um gás ideal. d) Um gás real.



ESTEQUIOMETRIA

Conforme definição do dicionário, estequiometria é a parte da química em que se investigam as proporções dos elementos que se combinam ou dos compostos que reagem.

Essas proporções são perceptíveis pelo conhecimento das fórmulas das substâncias.

TIPOS DE FÓRMULAS

1 – Fórmula percentual – indica a porcentagem, em massa, de cada elemento que constitui a substância. 2 – Fórmula mínima ou empírica – indica a menor proporção, em números inteiros de mol, dos átomos dos elementos que constituem uma substância. 3 – Fórmula molecular – indica o número real de átomos de cada elemento na molécula.

ESTEQUIOMETRIA DAS REAÇÕES QUÍMICAS

As regularidades que ocorrem nas reações químicas podem ser demonstradas matematicamente através das Leis das Combinações Químicas. Essas leis foram divididas em dois grupos :

Leis ponderais – relacionam a massa dos participantes ;

Lei volumétrica – relaciona o volume dos participantes de uma reação. 1 – Leis Ponderais 1.1 – Lei de Lavoisier – ou Lei da Conservação da Massa , ou Lei da Conservação da Energia. Lavoisier ( 1743 – 1794 ) fez inúmeras experiências, nas quais pesava as substâncias participantes, antes e depois da reação, verificando que a massa total do sistema permanecia inalterada quando a reação ocorria num sistema fechado. Com base nesses experimentos, enunciou, em 1774, a seguinte lei: “Numa reação química, a soma das massas dos reagentes é igual à soma das massas dos produtos”. 1.2 – Lei de Proust – ou Lei das Proporções Constantes. Proust ( 1754 – 1826 ), por meio de análises quantitativas de inúmeras substâncias, obtidas por diferentes processos e provenientes de diferentes fontes naturais, verificou que uma mesma substância tinha sempre a mesma composição qualitativa e quantitativa. Então, em 1797, Proust enunciou a seguinte lei: “Uma mesma substância apresenta sempre a mesma composição qualitativa e quantitativa, independentemente de seu histórico (método de obtenção, procedência, etc.) 2 – Lei Volumétrica de Gay-Lussac



“Nas mesma condições de temperatura e pressão, os volumes dos gases participantes de uma reação química têm entre si uma relação de números inteiros”.

RESOLUÇÃO DE EXERCÍCIOS DE ESTEQUIOMETRIA

Para a resolução de exercícios, devemos lembrar alguns conceitos básicos.

1º - Não se resolve nenhum exercício se as equações não estiverem balanceadas. O

balanceamento se dá seguindo a sequência:

Metais;

Não metais, exceto Oxigênio e Hidrogênio;

Oxigênio ou Hidrogênio, aquele que aparecer em MENOR número de compostos;

Oxigênio ou Hidrogênio, aquele que aparecer em MAIOR número de compostos.

2º - Lembrar que 1 mol pode ser expresso em :

Mol;

Gramas;

Volume molar (litros) – nas CNTP, 1 volume molar vale 22,4 litros.

3º - Resolver os exercícios fazendo os cálculos “teóricos”, para depois introduzir as limitações

do processo, que veremos a seguir.

CÁLCULOS ESTEQUIOMÉTRICOS

RENDIMENTO DE UMA REAÇÃO QUÍMICA

Na prática, quando realizamos uma reação química, mesmo utilizando quantidades

estequiométricas dos reagentes, nem sempre conseguimos obter a quantidade máxima possível dos

produtos. Isso acontece por vários fatores. Assim, é comum que a reação ocorra com um

rendimento real menor que o rendimento teórico (100%).

Logo: Rendimento teórico ------ 100%

Rendimento real ----------- X %

Para determinar a % do rendimento real, devemos determinar antes o rendimento teórico, a

partir das quantidades estequiométricas.

Ex.: Dada a equação :

2 H2 (g) + O2 (g) 2 H2O (v)

Determine o rendimento real de um experimento no qual 2 g de hidrogênio reagiram com 16 g de

oxigênio, produzindo 14,4 g de vapor d’água. Dados = H2O = 18 g/mol ; H2 = 2 g/mol ; O2 = 32 g/mol



CÁLCULOS ESTEQUIOMÉTRICOS COM REAÇÕES CONSECUTIVAS

Há processos químicos que são constituídos por várias reações. Um bom exemplo é a

produção de ácido sulfúrico (H2SO4)

1ª. Etapa : S + O2 SO2 (oxidação do enxofre)

2ª. Etapa : 2 SO2 + O2 2 SO3 (idealmente todo o SO2 se transforma em SO2)

3ª. Etapa : SO3 + H2O H2SO4 (todo o SO2 sofre hidrólise)

Assim : S + O2 SO2

2/2 SO2 + ½ O2 2/2 SO3 ( divide-se tudo por 2 )

SO3 + H2O H2SO4

S + 3/2 O2 + H2O H2SO4

EXERCÍCIO

Qual o volume de sulfato de hidrogênio [H2SO4 (l)] que pode ser obtido pela reação total de 320

kg de pirita (FeS2) pelo processo de ustulação da pirita?

4 FeS2 (s) + 11 O2 (g) 2 Fe2O3 (s) + 8 SO2 (g)

2 SO2 (g) + O2 (g) 2SO3 (g)

SO3 (g) + H2O (l) H2SO4 (l)

CÁLCULOS ESTEQUIOMÉTRICOS COM REAGENTE EM EXCESSO

E REAGENTE LIMITANTE

Quando misturamos 2 reagentes que não estão em proporção estequiométrica, um deles

será consumido totalmente e será chamado reagente limitante.

Resolução :

a) Considere 1 dos reagentes como limitante e determine a quantidade de produto que seria

formada.

b) Repita o procedimento para o outro reagente.

c) Aquele que der a menor quantidade de produto formado corresponde ao reagente limitante

e a quantidade encontrada de produto corresponde ao máximo que poderia ser formado.

d) Calcular a quantidade do outro reagente necessária para formar a quantidade de produto

obtida em c, e calcule o excesso não utilizado desse reagente.

Ex.: Foram misturados 40g de H2 com 40g de O2, com a finalidade de produzir água, conforme a

reação:

2 H2 (g) + O2 (g) 2 H2O (v)



Determine: a) o reagente limitante ;

b) a massa do produto formado

c) a massa em excesso do reagente em excesso.

Dados: H = 1 ; O= 16.

CÁLCULOS ESTEQUIOMÉTRICOS COM SUBSTÂNCIAS IMPURAS

Na prática, trabalhamos com substâncias que apresentam certa porcentagem de impurezas.

Ex.: A pirita (FeS2) é um minério que permite a obtenção de ferro, é encontrada na natureza

agregada a pequenas quantidades de Ni, Co, Au e Cu. O minério pirita, usado na indústria,

apresenta 92% de pureza.

Nos cálculos envolvendo essa situação, temos duas possibilidades :

1ª.) Quando for preciso calcular a massa de produto obtido a partir de uma amostra impura,

devemos, inicialmente, calcular a parte pura dessa amostra e efetuar os cálculos com o valor obtido.

Ex.: Uma amostra de 120 g de Mg com 80% de pureza reage com oxigênio, produzindo óxido de

magnésio. Determine amassa de MgO produzida.

Dados : Mg = 24 g/mol ; MgO = 40 ; O = 16

2 Mg (s) + O2 (g) 2 MgO (s)

2ª.) Quando conhecemos a massa de um produto obtido a partir de uma amostra impura, devemos,

inicialmente, determinar a massa do reagente puro necessária para formar a massa do produto. A

seguir, relacionamos a massa do reagente puro com a massa total da amostra.

Ex.: Determine a massa de uma amostra de CaCO3, com 80% de purezxa, que na decomposição

térmica produziu 84 g de óxido de cálcio, segundo a equação :

CaCO3 (s) CaO (s) + CO2 (g)

Dados : CaCO3 = 100 ; CaO = 56 ; CO2 = 44



Nome : ____________________________________________________________________

EXERCÍCIOS

1 – O bicarbonato de sódio (fermento em pó) decompõe-se, originando carbonato de sódio, água e gás carbônico, sendo responsável pelo crescimento dos bolos. A equação que representa essa decomposição

é: bicarbonato de sódio → carbonato de sódio + água + gás carbônico

Utilizando as leis de Lavoisier e Proust, determine os valores de x, a, b, c, d, e, f , g, h e i que completariam corretamente a tabela:

Bicarbonato de sódio Carbonato de sódio Água Gás carbônico

168 g 106 g 18 g x

a b c 22 g

d e 36 g f

1680 g g h i

2 – O clorato de potássio (KClO3), ao ser aquecido sofre decomposição produzindo cloreto de potássio

(KCl) e gás oxigênio (O2), conforme a reação:

2 KClO3 (s) → 2 KCl (s) + 3 O2(g)

Com base nas informações, responda :

a) A decomposição de 245 g de KClO3 produz 149 g de KCl. Qual a massa de O2 produzida?

b) Se quisermos obter 48 g de O2, que massa de KClO3 deverá ser usada?

3 – Um dos óxidos responsáveis pela chuva ácida é o NO2. Esse óxido forma-se pela reação de gás

nitrogênio e gás oxigênio. N2 + 2 O2 → 2 NO2

1 L 2L 2L

Determine os volumes de gases nitrogênio e oxigênio necessários par produzir 100 L de NO2, nas mesmas condições.

4 – O alumínio reage com o oxigênio de acordo com a equação mínima não balanceada, a seguir:

Al (s) + O2 (g) → Al2O3

A massa, em gramas, de óxido de alumínio produzida pela reação de 9 gramas de alumínio é:

a) 17 b) 34 c) 8,5 d) 9,0 e) 27

Dados: Al = 27 g/mol ; Al2O3 = 102 g/mol

5 – O ferro é obtido pela redução de seus minérios em temperaturas muito elevadas, em altos-fornos,

na presença de coque, conforme a equação global: Fe2O3 + 3 C → 2 Fe + 3 CO

Obtém-se, assim, o ferro gusa, que contém muitas impurezas.

Quantos gramas de coque (C) são necessários para converter totalmente 319,2 g de Fe2O3 em ferro gusa? Dados: C = 12 g/mol ; Fe2O3 = 160 g/mol

a) 24 b) 72 c) 108 d) 180 e) 360

6 – O cloro empregado nos sistemas de purificação da água é obtido, industrialmente, pela

decomposição eletrolítica da água do mar mediante a reação química representada a seguir:

2 NaCl (aq) + 2 H2O(l) 2 NaOH (aq) + H2 (g) + Cl2 (g)

A massa de cloreto de sódio a ser utilizada na produção de 25 toneladas de cloro, supondo uma eficiência de 100% do processo, será, aproximadamente:

a) 13 ton b) 21 ton c) 28 ton d) 41 ton e) 83 ton

7 – O oxigênio pode ser obtido por meio da decomposição térmica do clorato de potássio:

KClO3 (s) → KCl (s) + 3/2 O2(g)

O volume de oxigênio obtido nas CNTP, pela decomposição de 24,5 g de clorato de potássio é igual a: a) 3,36 L b) 6,72 L c) 13,44 L d) 22,4 L



Nome:__________________________________________________________________________

EXERCÍCIOS DE FIXAÇÃO – REAÇÕES CONSECUTIVAS

1 – (ITA-SP) Uma das maneiras de impedir que o SO2, um dos responsáveis pela “chuva ácida”, seja liberado para a atmosfera é tratá-lo , previamente, com óxido de magnésio, em presença de ar, como equacionado a seguir :

MgO (s) + SO2 (g) + ½ O2 (g) MgSO4 (s).

Quantas toneladas de MgO são consumidas no tratamento de 9,6 .10³ toneladas de SO2 ? Dados : MgO = 40 g/mol ; SO2 = 64 g/mol a) 1,5.10² b) 3,0.10² c) 1,0.10³ d) 6,0.10³ e) 2,5.10

4

a) Escreva a equação química correspondente. b) Para cada 1000 g de óxido de zinco que reage, qual a massa de metal obtida ?

Dados: Zn = 65 g/mol ; O = 16 g/mol 3 – (FUVEST-SP) Uma instalação petrolífera produz 12,8 kg de SO2 por hora. A liberação desse gás poluente pode ser evitada usando-se calcário, o qual , por decomposição fornece cal, que reage com o SO2 formando CaSO3, de acordo com as equações :

CaCO3 ( s) CaO (s) + CO2 (g)

CaO (s) + SO2 (g) CaSO3 (s)

Qual a massa mínima de calcário ( em kg ), por dia, necessária para eliminar todo o SO2 formado? Suponha 100% de rendimento para as reações. Dados : CaSO3 = 100 g/mol ; SO2 = 64 g/mol. a) 128 b) 240 c) 480 d) 720 e) 1200 4 – (UFRJ) A cebola ao ser cortada, desprende SO2 que, em contato com o ar, transforma-se em SO3 . Este gás, em contato com a água dos olhos, transforma-se em ácido sulfúrico, causando grande ardor e, conseqüentemente, as lágrimas. Estas reações estão representadas a seguir :

SO2 + ½ O2 SO3

SO3 + H2O(g) H2SO4

Supondo que a cebola possua 0,1 mol de e o sistema esteja nas CNTP, determine o volume de ácido sulfúrico produzido : a) 2,24 l b) 5 l c) 44,8 l d) 4,48 l e) 22,4 l 5 – (PUC-MG) Em julho de1997,uma explosão danificou um avião da TAM em pleno vôo, fazendo uma vítima fatal. Algum tempo depois, a perícia constatou que a explosão se deveu a uma bomba que tinha , como um dos componentes, o nitrato de amônio. A decomposição térmica do nitrato de amônio produz grande volume de gases e considerável quantidade de calor, de acordo com a reação :

NH4NO3 (s) N2 (g) + ½ O2 (g) + 2 H2O(g). Supondo que o fabricante dessa bomba tivesse utilizado 160 g de nitrato de amônio, o volume total de gás liberado, nas CNTP, em litros seria igual a : Dados : NH4NO3 = 80 g/mol ; N2 = 28 g/mol ; H2O = 18 g/mol a) 33,6 b) 44,8 c) 67,2 d) 156,8 e) 313,6



REVISÃO DE ESTEQUIOMETRIA

1 – O gás hidrogênio pode ser obtido em laboratório a partir da reação de alumínio com ácido sulfúrico, cuja equação não balanceada é dada a seguir :

Al + H2SO4 Al2(SO4 )3 + H2 (g) Um analista utilizou uma quantidade suficiente de H2SO4 para reagir com 5,4 g do metal e obteve 5,71 litros do gás nas CNTP. Nesse processo, o analista obteve um rendimento aproximado de : Dados : Al = 27 g/mol ; H = 1 g/mol ; S = 32 g/mol ; O = 16 g/mol 2 – A cebola ao ser cortada, desprende SO2 que, em contato com o ar, transforma-se em SO3 . Este gás, em contato com a água dos olhos, transforma-se em ácido sulfúrico, causando grande ardor e, conseqüentemente, as lágrimas. Estas reações estão representadas a seguir :

SO2 + ½ O2 SO3

SO3 + H2O(g) H2SO4

Supondo que a cebola possua 0,1 mol de SO2 e o sistema esteja nas CNTP, determine o volume de ácido sulfúrico produzido, considerando um rendimento de 75% :

3 – O alumínio é obtido pela eletrólise da bauxita. Nessa eletrólise, ocorre a formação de oxigênio que reage com um dos eletrodos de carbono utilizados no processo. A equação não balanceada que representa o processo global é :

Al2O3 + C CO2 + Al

Considerando uma massa de 120 toneladas de Al2O3 , determine a massa de Al produzida, sabendo-se que a eficiência do processo é de 85% . Dados : Al = 27 g/mol ; Al2O3 = 102 g/mol

Dados : Mg(OH)2 = 58 g/mol ; HCl = 36,5 g/mol ; MgCl2 = 95 g/mol.

Mg(OH)2 + 2 HCl MgCl2 + 2 H2O

5 – O acetileno ( C2H2 ), gás utilizado em maçaricos, pode ser obtido a partir do carbeto de cálcio (carbureto = CaC2) de acordo com a equação:

CaC2 + 2 H2O Ca(OH)2 + C2H2

Utilizando-se 1 kg de carbureto com 36% de impurezas, o volume de acetileno obtido nas CNTP, em litros, é de aproximadamente: a) 0,224 b) 2,24 c) 26 d) 224 e) 260 Dados : CaC2= 64 g/mol ; Ca = 40 g/mol ; O = 16 g/mol ; C = 12 g/mol ; H = 1 g/mol.



Nome : _________________________________________________________

EXERCÍCIOS

1 – Abaixo estão duas das reações que ocorrem na produção do Fe (s): C(s) + O2(g) → CO(g)

Fe2O3(s) + CO(g) → Fe(s) + CO2(g)

O CO(g) formado na primeira reação é consumido na segunda. Considerando apenas essas duas etapas do processo, faça o balanceamento das reações e calcule a massa aproximada, em kg, de carvão consumido na produção de duas toneladas de ferro. Dados: C = 12 u.m.a, O = 16 u.m.a, Fe = 56 u.m.a 2 – A cisplatina, um complexo inorgânico utilizado no tratamento do câncer de testículos, é preparado por meio da reação da amônia com o tetracloroplatinato de potássio, segundo a reação:

K2PtCl4 + 2NH3 → Pt(NH3)2Cl2 + 2 KCl Ao utilizarem 10 gramas de cada um dos reagentes dados na preparação desta metalodroga, pede-se:

a) A quantidade máxima de cisplatina Pt(NH3)2Cl2 que será formada e qual o reagente

limitante. b) Identificar o reagente que estará presente em excesso na reação e quanto será o

excesso.

Dados : H = 1; N = 14; Cl = 35,5; K = 39; Pt = 195.

Obs. Admita que o rendimento da reação é de 85%. 3 – Ao tratarmos 740 g de hidróxido de cálcio ( Ca(OH)2 ), contendo 20% de impurezas com excesso de solução de ácido sulfúrico (H2SO4) , obtemos que quantidade de sulfato de cálcio (Ca(SO)4), sabendo que o rendimento desta reação não ultrapassa os 90%? Dados: Ca = 40; H = 1; O = 16, S = 32

Ca(OH)2 (aq) + H2SO4 (aq) → CaSO4 (aq) + 2 H2O (l) 4 – Na pintura com cal, o hidróxido de cálcio reage com o gás carbônico do ar, formando carbonato de cálcio e água, conforme a reação: Ca(OH)2 (aq) + CO2 (g) → CaCO3 (s) + H2O (v)

Calcule o volume de CO2 absorvido do ar em condições ambientes (volume molar = 24,46 l / mol), a partir de 296 g de Ca(OH)2 (aq) a 75% de pureza. Dados: Ca = 40; H = 1; O = 16, C = 12. 5 – Qual o volume de amônia , NH3 (g), medido em condições constantes de temperatura e pressão, quando são misturados 4 litros de gás nitrogênio, N2 (g), com 9 litros de gás hidrogênio, H2 (g)? Qual o volume do reagente em excesso? Dados: N = 14; H = 1; Volume

molar = 22,4 l / mol.



EXERCÍCIOS DE FIXAÇÃO

1- O carbonato de sódio, empregado na fabricação de vidro, é preparado a partir do carbonato de cálcio e cloreto de sódio, conforme a equação:

CaCO3 + 2 NaCl Na2CO3 + CaCl2

Colocando-se para reagir 585 kg de NaCl com quantidade suficiente de CaCO3, calcule a massa obtida de carbonato de sódio , em gramas, admitindo-se rendimento de 80% no processo. Dados : CaCO3 = 100 g/mol ; NaCl = 58,5 g/mol ; Na2CO3 = 106 g/mol. R: 424 kg 2 – Uma das maneiras de impedir que o SO2, um dos responsáveis pela “chuva ácida”, seja liberado para a atmosfera é tratá-lo , previamente, com óxido de magnésio, em presença de ar, como equacionado a seguir :

MgO (s) + SO2 (g) + ½ O2 (g) MgSO4 (s).

Quantas toneladas de MgO são consumidas no tratamento de 9,6 .10³ toneladas de SO2 ? Dados : MgO = 40 g/mol ; SO2 = 64 g/mol a) 1,5.10² b) 3,0.10² c) 1,0.10³ d) 6,0.10³ e) 2,5.10

4

R: letra c = 6,0.10³

a) Escreva a equação química correspondente. b) Para cada 1000 g de óxido de zinco que reage, qual a massa de metal obtida ?

Dados: Zn = 65 g/mol ; O = 16 g/mol R: 802,47 g de Zn 4 – Uma instalação petrolífera produz 12,8 kg de SO2 por hora. A liberação desse gás poluente pode ser evitada usando-se calcário, o qual , por decomposição fornece cal, que reage com o SO2 formando CaSO3, de acordo com as equações :

CaCO3 ( s) CaO (s) + CO2 (g)

CaO (s) + SO2 (g) CaSO3 (s)

Qual a massa mínima de calcário ( em kg ), por dia, necessária para eliminar todo o SO2 formado, sabendo que o calcário comprado apresenta 85% de pureza? Suponha 100% de rendimento para as reações. Dados : CaCO3 = 100 g/mol ; SO2 = 64 g/mol. R: 564,7 kg de calcário impuro 5 – Em julho de1997,uma explosão danificou um avião da TAM em pleno vôo, fazendo uma vítima fatal. Algum tempo depois, a perícia constatou que a explosão se deveu a uma bomba que tinha como um dos componentes, o nitrato de amônio. A decomposição térmica do nitrato de amônio produz grande volume de gases e considerável quantidade de calor, de acordo com a reação:

NH4NO3 (s) N2 (g) + ½ O2 (g) + 2 H2O(g). Supondo que o fabricante dessa bomba tivesse utilizado 160 g de nitrato de amônio, o volume total de gás liberado, nas CNTP, em litros seria igual a : Dados : NH4NO3 = 80 g/mol ; N2 = 28 g/mol ; H2O = 18 g/mol a) 33,6 b) 44,8 c) 67,2 d) 156,8 e) 313,6 R: letra d = 156,8 litros



6 – O acetileno ( C2H2 ), gás utilizado em maçaricos, pode ser obtido a partir do carbeto de cálcio (carbureto = CaC2) de acordo com a equação:

CaC2 + 2 H2O Ca(OH)2 + C2H2

Utilizando-se 1 kg de carbureto com 36% de impurezas, o volume de acetileno obtido nas CNTP, em litros, é de aproximadamente: Dados: CaC2= 64 g/mol ; Ca = 40 g/mol; C = 12 g/mol; H = 1 g/mol; O = 16 g/mol. a) 0,224 b) 2,24 c) 26 d) 224 e) 260 R: letra d = 224 litros 7 – A equação a seguir representa a obtenção de ferro pela reação de hematita com carvão:

Fe2O3 + 3C → 2 Fe + 3 CO

a) Quantos quilogramas de hematita são necessários para produzir 1120 kg de ferro? b) Calcule, em condições ambientes, quantos litros de CO são obtidos por mol de ferro produzido. Dados : Fe = 56 g/mol ; O = 16 g/mol ; C= 12 g/mol R: 1600 kg de hematita ; 33,6 litros de CO



NOÇÕES DE pH e pOH

O termo pH (potencial hidrogeniônico) foi introduzido, em 1909, pelo bioquímico dinamarquês

Soren Peter Lauritz Sorensen, com o objetivo de melhor controlar a qualidade das cervejas.

Em processos químicos é muito importante o conhecimento da acidez / basicidade das

substâncias participantes do processo. Assim, o cálculo do pH (ou pOH) pode ser feito por

meio das expressões:

pH = - log [H+] = 1 / log [H

+]

pOH = - log [OH-] = 1 / log [OH

-]

Quanto maior a concentração de íons H+, mais ácida é a solução (0 < pH < 7).

Quanto maior for a concentração de íons OH-, mais alcalina é a solução (7 < pH < 14).

A escala de pH apresenta valores que variam de 0 a 14, sendo que o pH 7 equivale à

neutralidade (como a água pura). A água pura, a 25ºC, apresenta concentrações iguais de H+ e

OH-, equivalentes a 10

-7 mol / litro. Logo, o pH e o pOH da água são iguais e valem 7. As

soluções ácidas apresentam pH inferior a 7 e as soluções básicas apresentam pH superior a 7.

Ex.: O HCl com concentração de 0,1mol/L é um ácido forte.

[H+] = 0,1 = 10-1

, logo, o pH = 1 e o pOH = 13.



TRABALHO PARA P2

Assunto – Potencial hidrogeniônico (pH). Valor – 2 pontos em P2. Grupos – serão compostos por 3 ou 4 alunos. Data de entrega – 14 / 06 / 2010 – junto com a realização de P2. Responder as perguntas abaixo da maneira mais completa possível, nos moldes de um trabalho técnico. 1 – O que é e como surgiu o potencial hidrogeniônico (pH)? 2 – Qual a importância do estudo do pH das substâncias para a área industrial e para a área médica? 3 – Explique como pode ser determinado o pH das substâncias. 4 – Explique o que é um pHmetro e qual o princípio do seu funcionamento.

apostila de quÍmica 2010 - ifet

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