QUI109 – QUÍMICA GERAL (Ciências Biológicas)

3ª aula / 2016-2

(disponível em: http://professor.ufop.br/mcoutrim)

Prof. Mauricio X. Coutrim

Massa / Mol

Massa é uma medida invariável da quantidade de matéria contida em

um objeto.

Peso é a força da atração entre um objeto e sua vizinhança (Terra).

Mol é uma quantidade definida (de matéria) = 6,022.1023 (Número de

Avogadro).

Massa Molar é a massa, em g, de uma quantidade igual a 1 mol

(6,022.1023) de matéria (molécula, íons, etc).

Massa / Mol

Questão: Qual a massa, em g, de 6,022.1023 (1 mol) átomos do isótopo

12 do carbono (12C)?

Resposta: Exatamente 12,000 g!

Questão: Qual a massa, em g, de 1 átomo do isótopo 12 do carbono

(12C)?

Resposta: Exatamente 12,000 g / 6,022.1023 = 1,9927.10-23 g = 12u

(unidade de massa atômica).

Questão: Qual a massa, em g, de 1 u?

Resposta: Exatamente 12,000 g / 12 = 1,6606.10-24 g

03/10/2016 Química Analítica I

Prof. Mauricio Xavier Coutrim 4

ESTEQUIOMETRIA

A estequiometria é a relação quantitativa existente entre as espécies químicas que reagem entre si.

Estratégia para resolver cálculos estequiométricos

A solução de problemas envolvendo estequiometria dependem dos

coeficientes estequiométricos da equação química corretamente

balanceada

Muitas reações de combinação são de oxidação / redução

03/10/2016 Química Analítica I

Prof. Mauricio Xavier Coutrim 5

ESTEQUIOMETRIA

1) Qual a massa de AgNO3 (169,9 g/mol) necessária para converter 2,33

g de Na2CO3 (106,0 g/mol) para Ag2CO3 (275,7 g/mol)? Qual a massa

de Ag2CO3 (275,7 g/mol) que se formará? (R. 6,06 g de Ag2CO3)

Eq. da reação: 2 AgNO3 (aq) + Na2CO3 (aq) Ag2CO3 (s) + 2 NaNO3 (aq)

Exemplos de problemas envolvendo estequiometria

2) Qual a massa de Ag2CO3 (275,7 g/mol) formada quando 25,0 mL de

AgNO3 (169,9 g/mol) 0,200 mol.L-1 são misturados com 50,0 mL de

Na2CO3 (106,0 g/mol) 0,0800 mol.L-1? (R. 0,689 g de Ag2CO3)

Eq. da reação: 2 AgNO3 (aq) + Na2CO3 (aq) Ag2CO3 (s) + 2 NaNO3 (aq)

REAGENTE LIMITANTE Reagente limitante da reação é aquele reagente que é totalmente

consumido na reação (que determina o final da reação)

Os demais reagentes da reação são ditos em excesso!

Questão: Qual a massa de amônia (NH3) formada na reação de 84,0

g de N2 com 12,0 g de H2? E qual é o reagente limitante?

Reação: N2(g) + H2(g) NH3(g)

Dica: utilize a estratégia apresentada anteriormente

Resposta: 68,0 g de NH3 e reagente limitante = H2

RENDIMENTO DE REAÇÃO

O rendimento de uma reação é calculado em termos percentuais

Rendimento (%) = [ quantidade real (obtida) / quantidade

teórica ] x 100%

Questão: Qual o rendimento de reação quando 3,50 g de

Na3PO4 reage com 6,40 g de Ba(NO3)2 formando 4,70

g de Ba3(PO4)2?

2 Na3PO4 + 3 Ba(NO3)2 Ba3(PO4)2 + .... [ 6 NaNO3]

Resposta: 95,5%

REAÇÃO EM SOLUÇÃO AQUOSA São reações envolvendo compostos iônicos

Exemplo: dissolução de calcário (formação de estalactites)

CaCO3(s) + H2O(L) + CO2(aq) Ca(HCO3)2(aq)

A água (composto não iônico) é um bom solvente para compostos

iônicos (os íons ficam solvatados e conduzem corrente elétrica).

REAÇÃO EM SOLUÇÃO AQUOSA

Formação de eletrólito (compostos iônicos) em água

Soluções com eletrólitos conduzem eletricidade

Reações de precipitação (formam produtos insolúveis)

Pb(NO3)2(aq) + 2 KI(aq) PbI2(s) + 2 KNO3(aq)

AgNO3(aq) + KCl(aq) AgCl(s) + KNO3(aq)

= precipitado

Reações de dupla troca (produtos = troca de íons dos reagente)

CaCl2(aq) + Na2CO3(aq) CaCO3(s) + 2 NaCl(aq)

Equação iônica:

Ca2+(aq) + 2Cl-

(aq) + 2Na+(aq) + CO3

2-(aq) CaCO3(s) + 2Na+

(aq) + 2Cl-(aq)

Ca2+(aq) + CO3

2-(aq) CaCO3(s)

REAÇÃO EM SOLUÇÃO AQUOSA

FORMAÇÃO DE

PRECIPITADO:

Compostos iônicos

que formam

precipitado em

água

REAÇÃO EM SOLUÇÃO AQUOSA

A tendência para o solvente aceitar ou doar prótons determina a

força do soluto (ácido ou base) dissolvido

Ácido forte (totalmente dissociado) e fraco (parcialmente dissociado)

Conceito ácido/base de BrØnsted e Lowry (compostos iônicos)

Ácido: doa próton / Base aceita próton

Base conjugada: espécie formada após a doação do próton

Ácido conjugado: espécie formada com o próton doado pelo ácido

REAÇÃO EM SOLUÇÃO AQUOSA Reações de neutralização (ácido / base)

Um ácido e uma base formam um sal e água

HCl(aq) + NaOH(aq) NaCl(aq) + H2O(L)

Mg(OH)2(s) + 2 HCl(aq) MgCl2(aq) + 2 H2O(L)

Mg(OH)2(s) + 2 H+(aq) Mg2+

(aq) + 2 H2O(L) (equação iônica simplificada)

Com formação de precipitado

H2SO4 + Ba(OH)2 BaSO4(s) + 2 H2O(L)

Com formação de gás

HCl(aq) + NaHCO3(aq) NaCl(aq) + H2CO3 H2O(L) + CO2(g)

antiácido

REAÇÃO EM SOLUÇÃO AQUOSA

Reações de oxidação e redução

São reações que ocorrem com transferência de elétrons

(muitas dessas reações envolvem compostos iônicos)

Oxidação: perda de elétrons por uma substância

Redução: ganho de elétrons por uma substância

Fe(s) + 2 H+(aq) Fe2+(aq) + H2(g)

Fe é oxidado (perde elétrons, aumenta a carga: 0 +2)

H+ é reduzido (ganha elétrons, diminui a carga: +1 0)

REAÇÃO EM SOLUÇÃO AQUOSA Reações de oxidação e redução

Número de oxidação (nox) é carga do átomo (monoatômico, no

composto ou no íon) Regras

1) Átomo elementar: nox = 0 (Ex. H2, Fe, O2, P, etc)

2) Íon monoatômico: nox = carga (Ex. Cl- nox = -1, Al3+ nox = +3)

3) Íons oxigênio: geralmente nox = -2 (nos peróxidos nox = -1: H2O2)

4) Íon hidrogênio: geralmente nox = +1 (nos hidretos nox = -1: NaH)

5) Íons halogênios: F- (sempre nox = -1) e demais (nox -1 ou positivo)

6) A soma do nox de todos os átomos em

1) Composto neutro = nox = 0

2) Íon poliatômico = carga do íon (NO3- nox = -1, CO32- nox = -2, etc)

REAÇÃO EM SOLUÇÃO AQUOSA

Reações de oxidação de

metais em solução aquosa

(reação de deslocamento)

Fe(s) Fe2+(aq) + 2é

Na tabela são mostradas as semi reações dos

metais

2 H+(aq) + 2é H2(g)

Fe(s) + 2 H+(aq) Fe2+(aq) + H2(g)

REAÇÃO EM SOLUÇÃO AQUOSA A série de atividade dos metais ajuda a prever as reações

(somente metais com atividade maior que o H reagem com ácidos)

Fe(s) + 2 H+(aq) Fe2+(aq) + H2(g)

Metais mais reativos: alcalinos e alcalinos terrosos

Metais menos reativos: de transição família 10 e 11 (8B e 1B)

Observe que:

Cu(s) + 2 Ag+(aq) Cu2+

(aq) + 2 Ag(s)

Cu 2+(aq) + 2 Ag(s) (não ocorre / Cu não oxida Ag)

Questão: Cloreto de ferro (II) em solução oxidará magnésio metálico? Escreva as equações molecular e iônica.

FeCl2(aq) + Mg(s) MgCl2(aq) + Fe(s) // Fe2+(aq) + Mg(s) Mg2+

(aq) + Fe(s)

Tabela periódica