Relações Numéricas Fundamentais , LEIS DAS Reações Químicas E Cálculo DE Fórmulas PDF

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Relações Numéricas Fundamentais , LEIS DAS Reações Químicas E Cálculo DE Fórmulas...

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AULA 01 - Relações Numéricas Fundamentais, Estudo dos Gases e Leis das Reações Químicas e Cálculo de Fórmulas Quantidades de Matéria: Massa Atômica: É o número de vezes em que a massa de um determinado átomo é maior do que uma massa padrão denominada de Unidade da Massa Atômica (u) Unidade da Massa Atômica (u) É uma massa equivalente a 1/12 da massa do átomo do isótopo do elemento carbono de massa atômica 12. Isso que dizer que a carbono -12 nessa escala apresenta massa atômica igual a 12,0000u. Uma Unidade de Massa Atômica seria a 12ª parte da massa desse átomo que em gramas pesa 1,66 x 10 -2

Massa Atômica dos Elementos Químicos Todo elemento tem uma massa atômica e esse valor, expresso em unidades de massa atômica, está na Classificação Periódica dos Elementos. EXEMPLO: Massa Atômica do Flúor.

Massa Atômica de um Elemento Químico Toda amostra de um elemento químico apresenta átomos de todos os seus isótopos. Devemos ressaltar que esses isótopos estão presentes nessa amostra em quantidades diferentes, a essa diferença, expressa de forma percentual, nós chamamos de abundância natural. O valor da massa atômica de um elemento é dado pela média aritmética ponderada das massas de cada isótopo tendo cada uma de suas abundâncias sendo utilizada como peso de cálculo.

1

Exemplo: Composição Isotópica do Cloro: 17Cl35 e Número Isótopo Atômico Cloro-35 17 Cloro-37 17

massa = atômica

Cl37 Número Massa de Massa Atômica 35 ≈35 u 37 ≈37 u

17

Abundância Natural 75% 25%

(35)(75) + (37)(25) = 35,5u 100

EXERCÍCIO DE AULA 01 – A massa atômica de um elemento químico X é igual 14,08u.Determine a composição centesimal de seus dois isótopos sabendo-se que os mesmos apresentam , respectivamente , massas atômicas iguais a 14 e 15. Massa Molecular de uma Substância (M.M.) É dada pelo somatório dos produtos entre cada massa atômica dos elementos participantes da substância e o índice do elemento. Exemplo: Massa Molecular do Ácido Sulfúrico (H2SO4) Massas Atômicas: H = 1 , O =16 , S =32 MM(H2SO4) = 2(1) + 1(32) + 4(16) = 98u EXERCÍCIO DE AULA: 02 – Dadas as massas atômicas dos elementos: H = 1 ; C = 12 ; N =14 ; O =16 ; Na = 23 ; P =31 ; S =32 ;Cl = 35,5 ; K =39 ; Ca =40 ; Fe = 56 Determine a massa molecular das espécies abaixo: a) Na2SO3 b) K4[Fe(CN)6] c) P2O74d) CaCl2.2H2O Número de Avogadro (NA) É uma constante física que indica o número de partículas presentes em 1 mol. N.A = 6,0 x 10 23 partículas x mol-1 Relações Importantes de Quantidades de Matéria: Elemento Químico: 1mol  Massa Atômica(g)  6,0 x 1023 átomos. Exemplo: 1mol de S  32g  6,0 x 1023 átomos. Substância Química: 1mol  Massa Molecular(g) 6,0 x 1023 moléculas. Exemplo: 1mol de H2SO 4  98g  6,0 x 1023 moléculas. Massa Molar É massa atômica ou a massa molecular expressa em g /mol. Exemplos: a massa molar do enxofre é igual 32g/mol a massa molar do ácido sulfúrico é igual a 98g/mol. Generalização do Conceito de Mol. 2

O número de Avogadro é utilizado para expressar partículas como átomos , íons , elétrons numa substância. Exemplo: Em 1 mol de cloreto de cálcio (CaCl 2) temos: 1) [(40) + 2(35,5) = 111g. 2) 1 mol de íons Ca2+ = 6,0 x 1023 cátions. 3) 2 mol de íons Cl- = 2 x 6,0 x 1023 ânions = 1,2 x 1024 ânions. 4) [20 + 2(17)] = 54 mol de elétrons = 54 x 6,0 x 10 23 elétrons = 3,24 x 1025 elétrons. EXERCÍCIOS DE AULA 02 - Determine o número de átomos contidos em 120g de cálcio. 04 - Qual a massa de dióxido de carbono que apresenta 4,8 x 10 25 moléculas? 05 – Determine a massa de amônia (NH3) que apresenta 7,2 x 1024átomos. Estudo Físico dos Gases: PRORIEDADES DOS GASES: - Os gases são considerados fluídos. Os fluídos são estruturas que não suportam a tensão (força) de cisalhamento. - Os gases apresentam um elevadíssimo teor de compressibilidade e de elasticidade. - As partículas dos gases apresentam um movimento desordenado e ininterrupto. - As colisões entre as partículas dos gases são elásticas.

Equação de Clapeyron Variáveis de Estado de um Gás. Pressão (P) – medida em atmosferas (atm) , Newton por metro quadrado ou Pascal(Nxm -2) ou ainda em milímetro de mercúrio (mmHg) 1 atm------760 mmHg ------105N x m2 Temperatura(T) – medida em Kelvin(K) Obs. No Brasil, é comum medirmos a temperatura em graus Celsius( OC). Desta forma é importante o conhecimento da conversão para Kelvin T(K) = T(OC) + 273 Volume (V) – medido em decímetros cúbicos (dm 3) ou litros(L). 3

1 dm31L103 cm3 ou mL

Pressão

Volume

Temperatura

Obs. Em sistemas abertos que possam apresentar variação da massa gasosa, também consideramos a quantidade de matéria(n), medida em mol, como uma variável de estado.

n(mol) =

massa(g) massa molar(g x mol-1)

Gás Ideal São características de um gás ideal ou perfeito: a) Suas forças moleculares são desprezíveis b) O volume do gás apresenta a mesma medida do recipiente que o contém. c) Um gás real se aproxima da idealidade quando se encontra em elevada temperatura e baixíssima pressão.

Equação de Clapeyron Descreve um determinado estado de um gás ideal.

P.V = n.R.T Constante Universal dos Gases (R) Seu valor depende das unidades usadas para medir pressão e volume. R = 82 x 10-3 atm.L.mol-1.K-1

R = 62,3 mmHg.L.mol-1.K1

R = 8,31 N.m.mol-1.K-1

EXERCÍCIO DE AULA 06 - Um recipiente de 400L contém uma amostra de gás etano (C2H6), na pressão de 2 atm e temperatura de 27OC. Determine, em quilogramas, a massa de etano contida no recipiente. Dado :R = 0,08 atm.L.mol -1.K-1.

Volume Molar (Vm) É volume ocupado por um mol de um gás ideal. CONDIÇÕES NORMAIS DE TEMPERATURA E PRESSÃO (CNTP) Pressão Temperatura Volume Molar 4

1atm ou 101325 N m-2

273 K(0 OC)

22,4 L

CONDIÇÕES PADRÃO DE TEMPERATURA E PRESSÃO (STP) Pressão Temperatura 100000 N m-2 273 K(0 OC)

Volume Molar 22,71 L

CONDIÇÕES AMBIENTAIS DE TEMPERATURA E PRESSÃO (CA) Pressão Temperatura Volume Molar 1atm ou 101325 N m-2 298 K(25 OC) 24 L EXERCÍCIO DE AULA 07 - Qual a massa de gás butano (C4H10) que , nas CNTP , ocupa um volume de 672Litros? 08 – Qual o volume, nas C.A ocupo por 1,8 x 10 25 moléculas de gás metano (CH4)? 09 – Uma amostra de gás acetileno (C2H2) se encontra nas CNTP. Determine o seu volume sabendo que essa amostra apresenta um total de 9,6x 10 26 átomos. Transformações Gasosas É quando se verifica a alteração de uma, duas ou três variáveis de estado de um gás ideal num sistema de massa constante.

EXERCÍCIO DE AULA 10 –O gráfico ilustra a isoterma de uma certa quantidade de gás que é levado do estado A para o estado C.

Determine: a) o volume do gás no estado B; b) a pressão do gás no estado C. 11 – No gráfico a seguir estão representados duas isotermas (lei de Boyle- Mariote) de uma massa x de gás ideal , de massa molar igual 28gx mol-1 ,uma temperatura de 27OC e a outra na temperatura T2.

5

27oC

1 2

3

10

a) Qual o valor da pressão p 1, indicada no gráfico, em atm? b) Determine o valor da temperatura T2 em oC. c) Determine , em gramas , a massa x do gás. Leis das Reações Químicas As Leis de Lavoisier, Proust e Dalton, contribuíram de forma definitiva para uma melhor compreensão dos fenômenos químicos dentro de linguagem muito próxima daquela que usamos atualmente. Podemos então afirmar que essas leis inauguraram o que pode ser chamado de Química Moderna, criando assim uma separação conceitual do tratamento anterior dado pela Alquimia. O que destaca nesse momento é o uso do Método Científico , baseado na leitura de instrumentos de medida , como a balança , para estabelecer relações de seus valores encontrados, o que antes não acontecia. a) Lei de Lavoisier – Conservação da Matéria (massas) “Num sistema fechado em que possa ocorrer uma transformação química, a massa total do sistema permanece constante durante toda a ocorrência da respectiva transformação.” Exemplo: Reação Ferro + Enxofre  Óxido Ferroso Estado inicial 5,6g 32g 0 Reação (massa consumida e produzida) Estado Final Somatório das Massas

- 2,8g 2,8g

- 1,6g

+ 4,4g

1,6g

4,4g 4,4g

4,4g

b) Lei de Proust – Lei das Proporções Definidas “As massas dos elementos químicos que participam da composição de uma substância pura obedecem a uma proporção constante e dada por números inteiros e pequenos” 6

Exemplo: Na síntese de 1,6 g de gás metano são utilizados 1,2g de carbono e 0,4g de hidrogênio. Logo, o elemento carbono participa com 25% da massa total de qualquer amostra de metano como o elemento hidrogênio participa com 25%.Uma outra amostra que não preserve essa proporção ou não é metano ou não está totalmente pura mesmo que o metano esteja presente. Obs.: Algumas aplicações em Química que são consequências dessas leis: a) A necessidade de representar as substâncias químicas por seus diferentes tipos de fórmulas. Exemplo: Água (H2O) b) As reações químicas sendo representadas por um artifício denominado de equação química. Exemplo: Reação de Combustão do etanol não balanceada: C2H6O(l) + O2(g)  CO2(g) + H2O(l) c) A necessidade que temos de balancear uma equação química para obedecer a Lei de Lavoisier. Exemplo: Reação de Combustão do etanol não balanceada: d) C2H6O(l) + 3O2(g) 2 CO2(g) +3 H2O(l) e) A Estequiometria como forma de aplicação da Lei de Proust e sua larga aplicação na Química Moderna, principalmente nas indústrias, que será mais adiante, c) Lei de Dalton – Lei das Proporções Múltiplas “Quando dois ou mais elementos se combinam formando duas ou mais substâncias diferentes, fixando-se o valor da massa de um deles, podemos perceber que as massas dos demais elementos obedecem a uma proporção dada por números inteiros e pequenos. Exemplo: A combinação entre carbono e oxigênio pode originar o monóxido de carbono e o dióxido de carbono. Desta forma, é possível observar ao seguinte quadro: Reação 1 Carbono Oxigênio Monóxido de Carbono Massas 1,2g 1,6g 2,8g Reação 2 Carbono Oxigênio Dióxido de Carbono Massas 1,2g 3,2g 4,4g Podemos concluir que para uma massa de 1,2g de carbono, as massas de oxigênio obedecem a uma proporção de 1:2. Esses resultados sugerem as conhecidas fórmulas moleculares CO para o monóxido de carbono e CO 2 para o dióxido de carbono. EXERCÍCIOS DE AULA 12 - 1Numa experiência, 1,20g de uma substância A reagem com 3,84g de B , produzindo 4,50g de C e 0,54g de D. Repetindo-se a mesma reação ,contatou-se que 8,0g de A reagem com25,6g de B, dando 30,0g de C e 3,6g de D. Verifique se os resultados estão de acordo com as Leis de Lavoisier e Proust. 13 – Efetua-se a queima de uma amostra de palha de aço. A respeito dessa reação química, pede-se indicar: a) Que composto pulverulento resulta da queima? b) Por que a massa final obtida é maior do que a massa original da palha de aço? 14 - Há dois óxidos de enxofre contendo respectivamente 50% e 40% em massa de enxofre. Os dados estão de acordo com a lei de Dalton? Lei Volumétrica de Gay Lussac – Lei das Proporções Gasosas “Numa reação química que apresenta pelo menos duas substâncias gasosas nas mesmas condições de temperatura e pressão , a proporção entre os seus volumes será igual a proporção entre as suas quantidades de moléculas (número de mols) 7

Reação

2 H2((g)

Número de mols

2mol

1 mol

2 mol

Volumes nas mesmas condições de temperatura e pressão

2 volumes

1 volume

2 volumes

Volume de H2

Volume de O2

Volume de H2O

Proporção

2

+

1O 2(g)

=

2H2O(g)



=

1

2

Obs.: Se essa reação ocorrer num recipiente de volume variável , como um balão de borracha por exemplo , vamos observar uma contração de volume , ou seja , o balão irá murchar. 15 - Considere a ocorrência da reação gasosa abaixo, onde as substâncias participantes se encontram nas mesmas condições de temperatura e pressão: 2SO 2 (g) +O2(g)  2SO3(g) a) Qual o volume mínimo de gás oxigênio que deve ser usado na obtenção de 50 litros de trióxido de enxofre? b) Considerando as proporções volumétricas qual o percentual de volume expandido ou contraído com decorrer do processo? 16 - 04 – De uma reação, em que todos os participantes são gases, obtém-se as seguintes informações: Reagentes Substâncias

XaYb

Z2

Produtos XZ2

Y2Z

Volumes 2L 7L 4L 6L X ,Y e Z são símbolos de elementos químicos. Os reagentes estão presentes nas quantidades estequiométricas e o rendimento da reação é de 100%.Os volumes são medidos nas mesmas condições de temperatura e pressão.Determine a fórmula da substância XaYb.

Cálculo de Fórmulas: a) Fórmula ou Composição Centesimal Expressa a fórmula de uma substância em termos das porcentagens em massa de seus elementos: EXERCÍCIO DE AULA 17 – Determine a composição centesimal do Ácido Sulfuroso (H2SO3). Massas Atômicas: H =1 ; O = 16 ; S = 32 8

b) Fórmula Mínima ou Empírica Expressa a fórmula de uma substância em termos da menor proporção inteira entre os números de mols de átomos do elemento na substância; EXRCÍCIOS DE AULA: 18 - Determine a fórmula mínima de um composto que apresenta 82,76% em massa de carbono e o restante de hidrogênio. Massas Atômicas: H =1 ; C = 12 c) Fórmula Bruta ou Molecular Expressa a fórmula de uma substância em termos da menor proporção inteira entre os números de mols de átomos do elemento na substância de forma que o somatório de suas massas seja numericamente igual à massa molar da substância. 19 - Determine a fórmula bruta de um composto que apresenta massa molar igual 58 g x mol-1 e fórmula mínima (C2H5)n. 20 – Um composto de massa molar igual a 60 g x mol-1 , apresenta 40% em massa de carbono, 6,6,7% de hidrogênio e o restante de oxigênio. Determine a fórmula molecular do composto. EXERCÍCIOS DE CASA QUESTÕES OBJETIVAS 01 – (UFRRJ) – Sabendo – se que 0,16 mol de um elemento desconhecido pesa 38,4g , pode-se concluir que a sua a massa atômica é igual a: a) 120 b) 240 c) 180 d) 300 e) 544 02 – (UFF) – Dentre as opções abaixo , aquela que representa a massa em gramas de um átomo de cálcio é: a) 6,6 x 10-23g. b) 9,9 x 10-23g c) 3,3 x 10-23g d) 12,0 x 10 -23g e) 6,0x 10-23g

03 – (CESGRANRIO) – A massa de gás amoníaco que contém 4,8 x 10 26 átomos vale: a) 3,4Kg b) 3,4g c) 17g d) 8 x 1022g e) 17Kg 04 – (PUC-SP) – O átomo de certo elemento pesa 2,5 x 10 -22g. Sua massa atômica vale, aproximadamente: 9

a) b) c) d) e)

50. 75. 100. 125. 150.

05 – (CESGRANRIO) – Assinale a afirmativa CORRETA: Um 1mol de CO2 contém: a) 44u. b) 6 x 1023 átomos de carbono. c) 6 x 1023 átomos de oxigênio.. d) (12/6 x 1023)g de carbono. e) 1molécula de CO2. 06 – (PUC –SP) – A amostra que possui a mesma massa de carbono que 0,5 mol de C6H12O6 é: a) 3 mol de C2H6. b) 2 mol de grafite. c) 6 mol de CO2. d) 1,8 x 1023 moléculas de C4H10 . e) 9,0 x 1023 moléculas.de C2H4. 07 – (CESGRANRIO) – A massa atômica do cloro é 35,453.Isso indica que: a) O elemento cloro tem vários isótopos. b) Todos os átomos de cloro contém o mesmo número de prótons e nêutrons. c) Cada isótopo de cloro tem a mesma abundância natural. d) O isótopo de cloro com massa atômica 37 tem a menorr abundância natural. e) Um átomo de cloro é 35,453 vezes mais pesado do que um átomo de carbono. 08 – (UFF) – A massa de hidrogênio presente em uma amostra que contém em gramas de água o triplo do número de Avogadro ,é: a) 18,0 x 1023. b) 9,0 x 1023. c) 6,0 x 1023. d) 2,0 x 1023. e) 0,5 x 1023.

09 – (CESGRANRIO) – Assinale a molécula de maior massa. a) Monóxido de carbono. b) Nitrogênio. c) Eteno. d) Oxigênio. e) Flúor. 10 – (UFF) – Assinale a alternativa que corresponde ao volume ocupado por 0,25 mols de gás carbônico (CO2) nas condições normais de temperatura e pressão (C.N.T.P.): 10

a) b) c) d) e)

0,25L. 0,50L. 5,60L. 11,2L. 22,4L.

11 – (CESGRANRIO) – O número de átomos contidos em 136g de CaSO 4 é aproximadamente: a) 6 x 1023. b) 12 x 1023. c) 18 x 1023. d) 36 x 1023. e) 816 x 1023. 12 – (F.C.CHAGAS) –O número de átomos de oxigênio que existem em 0,1 mol de nitrato de bário é: a) 0,6. b) 6,0 c) 3,6 x 1022. d) 6,0 x 1023. e) 3,6 x 1023.

13 – (PUC – RJ) – A fórmula de um composto é CX 4. 7,0g de X combinam-se com 0,60g de carbono. Se a massa atômica do carbono é 12, assinale a opção correta para a massa atômica de X. a) 35 b) 48 c) 70 d) 105 e) 140

14 – (CERGRANRIO) – Os resultados da análise elementar de certa quantidade de CaCO 3 foram os seguintes: Ca – 10g C–Xg O – Yg Assinale , entre as opções abaixo , aquela que indica os valores para X e Y , respectivamente: a) 3g ; 12g b) 6g ; 24g. c) 10g ; 30g. d) 10g ; 80g. e) 12g ; 48g. 11

15 – (CESGRANRIO) – A massa de um mol de um gás X é 25% da massa de um mol de um gás Y. Nas mesmas condições , 20g do gás X ocupam o mesmo volume de m gramas do gás Y.O valor de m é : a) 4 b) 5 c) 20 d) 50 e) 80 16 – (FEI-SP) – A relação entre as massas das substâncias gasosas , m(H ) , de H2 , m(He) , de He e m(CH4) , de CH4, que ocupam igual volume nas mesmas condições de pressão e temperatura , é: a) 16m(H2) = 4m(He) = 2m(CH4). b) 16m(H2) = 4m(He) = m(CH4). c) m(H2) = 2m(He) = 8m(CH4). d) m(H2) = m(He) = 8m(CH4). e) 8m(H2) = 4m(He) = m(CH4). 17 – (UFRRJ) – Preparou-se uma mistura gasosa com massas iguais dos seguintes componentes :nitrogênio , hélio , oxigênio , trióxido de enxofre e argônio. Admitindo-se que todos tenham comportamento ideal , assinale a opção que contém o nome do gás que terá maior pressão parcial na mistura: a) Nitrogênio. b) Hélio. c) Oxigênio. d) Trióxido de enxofre. e) Argônio. 18 – (PUC – RJ) – Um recipiente contém 1 mol de gás carbônico na pressão de 0,82 atm e na temperatura de 167Oc.Nessas condições , a massa específica (densidade) do gás em gramas por litro é: a) 0,8. b) 1,0 c) 1,2 d) 1,4 e) 1,6 19 – (UERJ) – Necessita-se armazenar certa quantidade de oxigênio gasoso. A massa do gás é de 19,2 gramas , à temperatura de 227oC e pressão de 1,50atmosferas.O único recipiente capaz de armazená-lo , nessas condições , terá aproximadamente o seguinte volume em litros: a) 4,50 b) 9,00 c) 16,0 d) 20,5 e) 36,0 20 – (CESGRANRIO) –

12

A análise do gráfico acima , que mostra as transformações sofridas por um gás ideal quando variamos a sua temperatura , pressão ou volume, nos permite afirmar que o gás evolui: a) Isobaricamente de 1 a 2. b) Isotermicamente de 2 a 3 c) Isobaricamente de 3 a 4. d) Isometricamente de 4 a 2. e) Isometricamente de 3 a 4. 05 – (CESGRANRIO –RJ) – Um recipiente com pressão total 7,0 atm , a uma dada temperatura T , contém 6g de He (g) e 16g de O2(g) . Pressupondo o comportamento de gás ideal ,assinale a pressão parcial de He(g), em atmosferas: a) 1,62. b) 2,02. c) 3,54. d) 5,25. e) 6,32. 21 – (CESGRANRIO) – Um cilindro rígido contém 1400 g de nitrogênio puro. Aberto na atmosfera , a 27 oC e 1 atm , até esgotar todo o conteúdo , o volume de N2 liberado terá sido de: a) 110,7L. b) 119,3L. c) 1230L. d) 2240L. e) 2460L.

22 - (PUC-SP) - Um certo gás, cuja massa vale 140g, ocupa um volume de 41 litros, sob pressão 2,9 atmosferas a temperatura de 17°C. O número de Avogadro vale 6,02. 1023 e a constante universal dos gases perfeitos R= 0,082 atm.L/mol.K. Nessas condições, o número de moléculas continuadas no gás é aproximadamente de: a) 3,00. 1024 b) 5,00. 1023 c) 6,02. 1023 d) 2,00. 1024 e) 3,00. 1029 23 - (PUC MG) - . Uma das leis dos gases ideais é a Lei de Boyle, segundo a qual, mantida constante a temperatura, o produto da pressão de um gás pelo seu volume é invariável. Sobre essa relação, são corretas as afirmações abaixo, EXCETO: 13

a) À temperatura constante, se aumentarmos uma das grandezas (pressão ou volume) de um certo valor, a outra diminuirá do mesmo valor. b) À temp...