UNIVERSIDADE FEDERAL DO CEARÁ
DEPARTAMENTO DE QUÍMICA ORGÂNICA E INORGÂNICA
CURSO: ZOOTECNIA 2014.1
DISCIPLINA: CE 0891 A ...
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  1. 1. UNIVERSIDADE FEDERAL DO CEARÁ DEPARTAMENTO DE QUÍMICA ORGÂNICA E INORGÂNICA CURSO: ZOOTECNIA 2014.1 DISCIPLINA: CE 0891 A e B PROF. M A T O S E S T E Q U I O M E T R I A LEIS PONDERAIS No século XVIII, através de estudos meticulosos e experiências cuidadosas, foram introduzidas leis importantes que conseguiram explicar como as reações químicas ocorrem e como as substâncias se comportam com uma regularidade de modo geral. Leis Ponderais: São leis que estabelecem relações entre as massas das substancias que participam das reações quimicas. Entre essas leis estavam as leis ponderais, que eram aquelas que relacionavam as massas dos participantes de uma reação química. As leis ponderais mais importantes foram duas: 1. Lei de Conservação das Massas ou Lei de Lavoisier: Criada por Antoine Laurent Lavoisier (1743-1794) que disse: Em uma reação química feita em recipiente fechado, a soma das massas dos reagentes é igual à soma das massas dos produtos. Atualmente, essa lei é mais conhecida com o seguinte enunciado: “Na natureza nada se cria, nada se perde, tudo se transforma.” Lavoisier chegou a essa conclusão porque ele realizou várias reações químicas e pesou cuidadosamente as massas das substâncias envolvidas no início e no final de cada reação. Por exemplo, uma das reações que ele realizou foi a combustão do mercúrio metálico, produzindo óxido de mercúrio II: Mercúrio metálico + oxigênio → óxido de mercúrio II 100,5 g 8,0 g 108,5 g Observe que a soma das massas dos dois reagentes é exatamente igual à massa do produto. Lavoisier verificou experimentalmente que esse fato acontecia com regularidade, sem restrições e, por isso, criou a lei de conservação das massas.
  2. 2. UNIVERSIDADE FEDERAL DO CEARÁ DEPARTAMENTO DE QUÍMICA ORGÂNICA E INORGÂNICA CURSO: ZOOTECNIA 2014.1 DISCIPLINA: CE 0891 A e B PROF. M A T O S Outro experimento foi a reação abaixo: De um modo genérico temos: EXERCÍCIOS 01. A reação entre 23g de álcool etílico e 48g de oxigênio produziu 27g de água, e gás carbônico. Calcule a massa de gás carbônico produzido na reação. RESOLUÇÃO: Etanol + Oxigênio Gás Carbonico + Água 23 g 48 g X 27 g Aplicando a Lei de Lavoisier temos: 02. Sabe-se que (6x)g de carbono reagem com (8 + x)g de água produzindo (15 - x)g de óxido de carbono e (x)g de hidrogênio. Calcule: a) O valor de "x”.
  3. 3. UNIVERSIDADE FEDERAL DO CEARÁ DEPARTAMENTO DE QUÍMICA ORGÂNICA E INORGÂNICA CURSO: ZOOTECNIA 2014.1 DISCIPLINA: CE 0891 A e B PROF. M A T O S RESOLUÇÃO: Carbono + Água Óxido de Carbono + Hidrogênio 6X 8 + X 15 - X X b) As massas de cada substância que participa da reação. RESOLUÇÃO: CARBONO: 6x = 6 X 1 = 6 g Água: 8 + X = 8 + 1 = 9 g Oxido de Carbono: 15 – X = 15 – 1 = 14 g Hidrogênio: X = 1 g 2. Lei das Proporções Constantes ou Lei de Proust: Essa lei foi criada por Joseph Louis Proust (1754-1826) assim enunciada: A proporção em massa das substâncias que reagem e que são produzidas numa reação é fixa, constante e invariável. Por exemplo, ao se passar uma corrente contínua na água (eletrólise), ela é decomposta em seus constituintes: hidrogênio e oxigênio. Os dados experimentais mostram que as massas dessas duas substâncias sempre estarão na mesma proporção de 1 : 8, como mostram os exemplos abaixo: HIDROGENIO (g) OXIGÊNIO (g) ÁGUA 2 16 18 4 32 36 1 8 9
  4. 4. UNIVERSIDADE FEDERAL DO CEARÁ DEPARTAMENTO DE QUÍMICA ORGÂNICA E INORGÂNICA CURSO: ZOOTECNIA 2014.1 DISCIPLINA: CE 0891 A e B PROF. M A T O S Sempre que hidrogenio gasoso e oxighenio gasoso reagirem na proporção em massa de 1 : 8 o produto será água. Em um segundo experimento, ele fez a decomposição da agua oxigenada em seus constituintes: hidrogenio e oxigenio. Os dados experimentais mostram que as massas dessas duas substancias sempre estarao na mesma proporção de 1 : 16, conforme os dados abaixo: Hidrogênio (g) Oxigênio (g) Água Oxigenada 2 32 34 4 64 68 1 16 17 Assim, para cada grama de hidrogenio serão necessarios 16 g de oxigenio, fazendo uma proporção em massa de 1 : 16 na formação da água oxigenada. Genericamente, temos: MASSA ATÔMICA MASSA ATÔMICA é a massa de um átomo em unidades de massa atômica – u.
  5. 5. UNIVERSIDADE FEDERAL DO CEARÁ DEPARTAMENTO DE QUÍMICA ORGÂNICA E INORGÂNICA CURSO: ZOOTECNIA 2014.1 DISCIPLINA: CE 0891 A e B PROF. M A T O S MASSAS RELATIVAS DOS ÁTOMOS: MASSA ATÔMICA MASSA ATÔMICA – massa média ponderada dos isótopos dos átomos de um elemento químico em unidade u. Exemplo: existem dois isótopos conhecidos do Cloro, sendo eles o Cloro-35 e o Cloro- 37. O primeiro, com massa atômica de 34,9689 u tem uma ocorrência na natureza em torno de 75,77%, enquanto que o outro isótopo, de massa 36,96590 u, tem uma ocorrência de 24,23%. Sendo assim, a massa atômica do elemento Cloro é EXERCICIO O bromo (usado para fazer o brometo de prata, um importante componente dos filmes fotográficos) tem dois isótopos naturais, um com massa de 78,918336 uma e uma abundancia de 50,69%. O outro isótopo, de massa 80,916289 uma, tem uma abundancia de 49,31%. Calcule a massa atômica do bromo. RESOLUÇÃO MASSAS DOS ÁTOMOS: NÚMERO DE AVOGRADO; No sistema SI, o mol é a quantidade de substancia que contém tantas entidades elementares (átomos, moléculas, ou outras partículas) quantas existem em, exatamente, 12 g (ou 0,012 kg) do isótopo do 12 C. O NÚMERO DE AVOGADRO (NA), determinado experimentalmente, corresponde ao número de átomos existente em 12 g de 12 C.
  6. 6. UNIVERSIDADE FEDERAL DO CEARÁ DEPARTAMENTO DE QUÍMICA ORGÂNICA E INORGÂNICA CURSO: ZOOTECNIA 2014.1 DISCIPLINA: CE 0891 A e B PROF. M A T O S O valor, atualmente aceito, para o número de Avogadro é: 6, 0221367 x 1023 Unidades Portanto, 1mol de átomos de hidrogênio contém 6,022 x 1023 átomos de hidrogênio. Temos que 1 mol de átomos de 12 C possui massa igual a exatamente 12 g e contém 6,022x1023 átomos. Essa massa do 12 C chama-se MASSA MOLAR. Massa Molar é a massa de um mol de substancia. Observe:  A massa atômica do sódio (Na) é 22,99 u  A massa molar do sódio é 22,99 g. Mol 6,022 x 1023 Moléculas Átomos Massa Molar (g) Massa Molar Atômica (g) Usando a massa atômica molar e a massa molar, podemos calcular a massa em gramas de um único átomo do elemento, através do seguinte fator de conversão: Ou Conhecendo o numero de Avogadro e a massa molar podemos realizar conversões entre massa e o numero de mol de átomos e também entre numero de átomos e massa, e ainda calcular a massa de um único átomo, através dos seguintes fatores de conversão: Em que X representa o símbolo de um elemento.
  7. 7. UNIVERSIDADE FEDERAL DO CEARÁ DEPARTAMENTO DE QUÍMICA ORGÂNICA E INORGÂNICA CURSO: ZOOTECNIA 2014.1 DISCIPLINA: CE 0891 A e B PROF. M A T O S EXERCICIO 1: O zinco é um metal prateado utilizado na fabricação de latão (liga com cobre) e na proteção do ferro contra a corrosão. Quanto mol de Zn existe em 23,3 g de zinco? SOLUÇÃO: Na tabela periódica, temos que o da massa molar do Zn é 65,39 g. O fator de conversão apropriado para converter gramas em mol é: Calculamos o numero de mol de zinco, assim: Em 23,3 g de Zn existem 0,356 mol de Zn. EXERCICIO 2: A prata é um metal precioso usado principalmente em jóias. Qual é a massa (em gramas) de um átomo de prata? SOLUÇÃO: Sabendo que 1 mol de Ag contém 6,022 x 1023 átomos de Ag e pesa 107,9 g, fazemos o seguinte calculo: MASSA MOLECULAR. Conhecendo as massas atômicas dos átomos constituintes de uma molécula podemos calcular a massa dessa molécula. A MASSA MOLECULAR é a soma das massas atômicas (em u) dos átomos constituintes da molécula.
  8. 8. UNIVERSIDADE FEDERAL DO CEARÁ DEPARTAMENTO DE QUÍMICA ORGÂNICA E INORGÂNICA CURSO: ZOOTECNIA 2014.1 DISCIPLINA: CE 0891 A e B PROF. M A T O S EXEMPLO: A massa molecular da água é: 2 x (massa atômica do H) + massa atômica do O 2 x (1,008 u) + 16,00 u = 18,02 u Multiplicamos a massa atômica de cada elemento pelo numero de átomos desse elemento presente na molécula e, depois, somar as contribuições de todos os elementos. EXERCICIO 1: Calcule a massa molecular (em u) do composto dióxido de enxofre, SO2. SOLUÇÃO; Na molécula de SO2 existem dois átomos de O e um átomo de S: Massa molecular de SO2 = 32,07 u + 2 x (16,00 u) = 64,07 u. EXERCICIO 2: O metano, CH4, é o principal componente do gás natural. Quantos mol de CH4 existem em 6,07 g de CH4? SOLUÇÃO: Inicialmente, calculamos a massa molar do CH4: Massa molar do CH4 = 12,01 g + 4 x (1,008 g) = 16,04 g. A seguir, calculamos o numero de mol: EXERCICIO 3: Quantos átomos de hidrogênio estão presentes em 25,6 g de uréia [(NH2)2CO], uma substancia utilizada como fertilizante, em rações animais e na manufatura de polímeros? A massa molar da uréia é 60,06 g. Gramas de uréia  mol de uréia  moléculas de uréia  Átomos de H.
  9. 9. UNIVERSIDADE FEDERAL DO CEARÁ DEPARTAMENTO DE QUÍMICA ORGÂNICA E INORGÂNICA CURSO: ZOOTECNIA 2014.1 DISCIPLINA: CE 0891 A e B PROF. M A T O S COMPOSIÇÃO PERCENTUAL DOS COMPOSTOS Conhecendo a formula de um composto sabemos qual é o numero de átomos de cada um de seus elementos constituintes. Através da formula, podemos calcular qual é a contribuição percentual de cada elemento para a massa total do composto. Comparando a composição percentual calculada com a composição percentual obtida experimentalmente, é possível determinar a pureza da amostra. A composição percentual é a porcentagem em massa de cada elemento em um composto. Onde n é o numero de mol do elemento presente em 1 mol do composto. EXEMPLO: A calcopirita (CuFeS2) é o principal mineral de cobre. Calcule a composição percentual em massa dos elementos Cu, Fe e s nesse composto. SOLUÇÃO: A massa molar da calcopirita, CuFeS2 = 63,5 g + 55,9 g + (2 x 32,07) = 183,54 g. Calculo da porcentagem em massa de cada elemento: EXERCICIO: O acido fosfórico, H3PO4, é um liquido viscoso, incolor, utilizado em detergentes, fertilizantes, pasta de dentes e para sabor picante em bebidas carbonatadas. Calcule a composição percentual em massa dos elementos H, P e O. SOLUÇÃO: A massa molar do acido Fosfórico, H3PO4 = (3 x 1,008) g + 30,97 g + (4 x 16,00) = 97,99 g.
  10. 10. UNIVERSIDADE FEDERAL DO CEARÁ DEPARTAMENTO DE QUÍMICA ORGÂNICA E INORGÂNICA CURSO: ZOOTECNIA 2014.1 DISCIPLINA: CE 0891 A e B PROF. M A T O S Calculo da porcentagem em massa de cada elemento: Quando conhecemos a composição percentual em massa de um composto, podemos determinar sua formula empírica. Nesse caso, como a soma de todas as porcentagens é igual a 100%, assumimos que partimos de 100 g do composto. Porcentagem em Massa Mol de cada Elemento Razão Molar dos Elementos Fórmula Empírica EXEMPLO: O acido ascórbico, vitamina C, usado no tratamento do escorbuto, é constituída por 40,92% de carbono, 4,58% de hidrogênio e 54,50% de oxigênio, em massa. Determine a sua formula empírica. SOLUÇÃO Para cada 100 g de acido ascórbico, as porcentagens de cada elemento podem ser diretamente convertidas em gramas. Assim na amostra desse problema, temos 40,94 g de C, 4,58 g de H e 54,50 g de O. Convertemos essas gramas em mol, para cada elemento. Obtivemos a seguinte formula: C3,407H4,54O3,406 que indica as proporções em mol dos átomos presentes no composto. As formulas químicas são escritas com números inteiros. Para tanto, fazemos a divisão dos resultados obtidos pelo menor deles.
  11. 11. UNIVERSIDADE FEDERAL DO CEARÁ DEPARTAMENTO DE QUÍMICA ORGÂNICA E INORGÂNICA CURSO: ZOOTECNIA 2014.1 DISCIPLINA: CE 0891 A e B PROF. M A T O S Para convertemos 1,33 para numero inteiro usamos o seguinte artifício matemático: 1,33 x 3 = 3,99  4 (valor inteiro) Portanto, a formula empírica do acido ascórbico é: C3H4O3. EXERCICIO A calcopirita (CuFeS2) é o principal mineral de cobre. Calcule quantos quilogramas de cobre existem em 3,71 x 103 kg de calcopirita. SOLUÇÃO: A massa de Cu está relacionada com a sua porcentagem em massa no composto. Como no problema anterior já determinamos que na calcopirita a %Cu = 34, 59%. Temos, DETERMINAÇÃO DE FÓRMULAS MOLECULARES Para determinar a formula real de um composto, temos que conhecer:  A sua formula empírica  Um valor aproximado da massa molar. A massa molar de um composto deve ser um múltiplo inteiro da massa molar de sua fórmula empírica. Fórmula Molecular = n x Fórmula Empírica
  12. 12. UNIVERSIDADE FEDERAL DO CEARÁ DEPARTAMENTO DE QUÍMICA ORGÂNICA E INORGÂNICA CURSO: ZOOTECNIA 2014.1 DISCIPLINA: CE 0891 A e B PROF. M A T O S EXEMPLO: Uma amostra de um composto é constituída por 1,52 g de nitrogênio e 3,47 g de oxigênio. A massa molar do composto esta entre 90 g e 95 g. determine a formula molecular e o valor correto da massa molar do composto. SOLUÇÃO: Inicialmente, convertemos as gramas das massas dadas em mol. A sua formula empírica é N0,108O0,217. Portanto, chegamos à fórmula empírica: NO2. Assim, temos: REAÇÕES QUÍMICAS E EQUAÇÕES QUÍMICAS A química como ciência possui a sua linguagem própria: símbolos, fórmulas, equações, etc. EQUAÇÔES QUÍMICAS Uma reação química é uma sentença de uma transformação que modifica a natureza da matéria, na qual as formulas dos reagentes estão escritas à esquerda de uma flecha dirigida para a direita, seguida pelas formulas dos produtos escrito à direita da flecha. a A(s) + b B(g) c C(l) + d D(g) Reagentes Produtos Transformação
  13. 13. UNIVERSIDADE FEDERAL DO CEARÁ DEPARTAMENTO DE QUÍMICA ORGÂNICA E INORGÂNICA CURSO: ZOOTECNIA 2014.1 DISCIPLINA: CE 0891 A e B PROF. M A T O S Em uma equação química balanceada, os coeficientes devem especificar o numero de moléculas (ou formulas unitárias), mol envolvidas e, serve como base de todos os cálculos de quantidades de substancias envolvidas em uma reação química. Os estados físicos dos reagentes e dos produtos podem também ser indicados. O símbolo (s) indica solido, (g) gás, e (l), liquido. Uma substancia dissolvida na água, uma solução aquosa, será indicada por (aq). EXEMPLO Vamos considerar que fósforo branco solido é exposto a um fluxo de gás cloro, em excesso, obtendo-se o composto liquido pentacloreto de fósforo. Essa reação química é descrita usando a equação química balanceada: P4(s) + 10 Cl2(g) 4 PCl5(l) Reagentes Produto Antoine Lavoisier introduziu a Lei da Conservação da Matéria quando demonstrou: Matéria não pode ser criada e nem destruída durante uma reação química. Aplicando essa lei a reação química acima entre fósforo e cloro, observamos que uma molécula de fósforo (contendo 4 átomos de fósforo) e 10 moléculas de cloro (contendo 20 átomos de cloro) são necessários para produzir 4 moléculas de PCl5. P4(s) + 10 Cl2(g) 4 PCl5(l) 10 x 2 = 20 Átomos de Cl 4 x 5 = 20 Átomos de Cl 1 x 4 = 4 Átomos de P 4 x 1 = 4 Átomos de P Como cada molécula de PCl5 contém um átomo de fósforo e cinco átomos de cloro, 4 moléculas de PCl5 contém necessariamente 4 átomos de fósforo e 20 átomos de cloro no produto. Os números (coeficientes) que precedem cada uma das formulas em uma equação química balanceada são necessários em função da Lei da Conservação da matéria.
  14. 14. UNIVERSIDADE FEDERAL DO CEARÁ DEPARTAMENTO DE QUÍMICA ORGÂNICA E INORGÂNICA CURSO: ZOOTECNIA 2014.1 DISCIPLINA: CE 0891 A e B PROF. M A T O S As equações químicas balanceadas são de importância fundamental na descrição do resultado de reações químicas e na compreensão quantitativa da química. EXERCITANDO Considere a reação do cromo com cloro conforme a equação: 2 Cr(s) + 3 Cl2(g)  2 CrCl3(s) a) Nomeie os reagentes e os produtos nessa reação e indique seus estados físicos. b) Quais são os coeficientes estequiométricos nessa equação? c) Verifique se a equação dessa reação satisfaz a Lei de Lavoisier. d) Se você usasse 4 mil átomos de cromo, quantas moléculas de cloro seriam necessárias para consumir completamente o cromo? SOLUÇÃO a) Reagentes: Cromo Metálico Sólido Cloro gasoso Produto: Tricloreto de Cromo(III) Sólido b) Coeficiente dos Reagentes: Cromo Metálico Sólido - 2 Cloro gasoso - 3 Coeficiente do Produto: Tricloreto de Cromo(III) Sólido – 2 c) A equação balanceada satisfaz a Lei de Lavoisier: 2 Cr(s) + 3 Cl2(g)  2 CrCl3(s) 3 x 2 = 6 Átomos de Cl 2 x 3 = 6 Átomos de Cl 2 x 1 = 2 Átomos de Cr 2 x 1 = 2 Átomos de Cr d) A equação balanceada nos afirma nos reagentes que para cada 2 átomos de cromo serem consumidos são necessários 3 moléculas de cloro, para 4.000 átomos de cromo serão necessários:
  15. 15. UNIVERSIDADE FEDERAL DO CEARÁ DEPARTAMENTO DE QUÍMICA ORGÂNICA E INORGÂNICA CURSO: ZOOTECNIA 2014.1 DISCIPLINA: CE 0891 A e B PROF. M A T O S BALANCEAMENTO DE EQUAÇÕES QUÍMICAS Uma equação química deve ser balanceada antes de qualquer informação quantitativa útil possa ser obtida sobre a reação. Balancear uma equação química garante a aplicação da Lei de Lavoisier, ou seja, o mesmo numero de átomos de cada elemento está presente em ambos os lados da equação. As equações químicas simples podem ser balanceadas por tentativa e erro. EXEMPLO 1 Balanceie a reação do alumínio com oxigênio para formar o oxido de alumínio(III). Al(s) + O2(g) → Al2O3(s) Balanceando o oxigênio: Nos reagentes, oxigênio tem subindice 2 enquanto que nos produtos esse subindice é 3. Assim, multiplicando o coeficiente do oxigênio no reagente (1) pelo subindice do produto 3 e no produto multiplicando o coeficiente do produto (1) que contem oxigênio pelo subindice 2 do reagente temos: Al(s) + 3 O2(g) → 2 Al2O3(s) Agora temos nos reagentes 3 x 2 = 6 átomos de oxigênio, enquanto que nos produtos temos 2 x 3 = 6 átomos de oxigênio, estando a equação balanceada em oxigênio. A seguir, fazemos o balanceamento de alumínio: Observamos que no produto existem 2 x 2 = 4 átomos de alumínio. Pela lei da conservação da matéria – Lavoisier – devemos ter também 4 átomos de alumínio nos reagentes, ficando assim a equação balanceada: 4 Al(s) + 3 O2(g) → 2 Al2O3(s) EXEMPLO 2 O zinco quando exposto ao oxigênio forma o oxido de zinco. Zn(s) + O2(g) → ZnO(s) Balanceamento de oxigênio: Nos reagentes o oxigênio apresenta subindice 2. Multiplicando o coeficiente (1) do produto pelo subindice 2, temos, 2 x 1 = 2 átomos de oxigênio no produto. Zn(s) + O2(g) → 2 ZnO(s)
  16. 16. UNIVERSIDADE FEDERAL DO CEARÁ DEPARTAMENTO DE QUÍMICA ORGÂNICA E INORGÂNICA CURSO: ZOOTECNIA 2014.1 DISCIPLINA: CE 0891 A e B PROF. M A T O S Balanceamento do zinco: No produto temos 2 átomos de zinco enquanto que nos reagentes temos apenas um. Logo, multiplicando o coeficiente (1) do zinco nos reagentes por 2 temos, 1 x 2 = 2, logo a equação balanceada fica: 2 Zn(s) + O2(g) → 2 ZnO(s) A equação acima está balanceada. EXERCITANDO: Balanceie a seguinte equação: Cr(s) + O2(g) → Cr2O3(s) Balanceando o oxigênio: Nos reagentes, oxigênio tem subindice 2 enquanto que nos produtos esse subindice é 3. Assim, multiplicando o coeficiente do oxigênio no reagente (1) pelo subindice do produto 3 e no produto multiplicando o coeficiente do produto (1) que contem oxigênio pelo subindice 2 do reagente temos: Cr(s) + 3 O2(g) → 2 Cr2O3(s) Agora temos nos reagentes 3 x 2 = 6 átomos de oxigênio, enquanto que nos produtos temos 2 x 3 = 6 átomos de oxigênio, estando a equação balanceada em oxigênio. A seguir, fazemos o balanceamento de cromo: Observamos que no produto existem 2 x 2 = 4 átomos de cromo. Pela lei da conservação da matéria – Lavoisier – devemos ter também 4 átomos de cromo nos reagentes, ficando assim a equação balanceada: 4 Cr(s) + 3 O2(g) → 2 Cr2O3(s) A reação de combustão é sempre acompanhada pela liberação de calor e quando o combustível é um hidrocarboneto (compostos que contêm somente carbono e hidrogênio), os produtos da combustão completa são sempre dióxido de carbono, CO2, e água, H2O. Vamos considerar a queima completa do gás butano, C4H10. Etapa1 Escreva as formulas correta para os reagentes e os produtos. C4H10(g) + O2(g) CO2(g) + H2O(l) [Não Balanceada] Aqui o butano e o oxigênio são os reagentes, o dióxido de carbono e a água, os produtos.
  17. 17. UNIVERSIDADE FEDERAL DO CEARÁ DEPARTAMENTO DE QUÍMICA ORGÂNICA E INORGÂNICA CURSO: ZOOTECNIA 2014.1 DISCIPLINA: CE 0891 A e B PROF. M A T O S Etapa 2 Balanceie os átomos de carbono. Em reações de combustão deixamos o balanceamento do oxigênio para após o balanceamento do carbono devido o oxigênio aparecer em mais de um produto. Na presente reação, os quatro átomos de carbono estão nos reagentes; logo, eles devem estar presentes nos produtos. C4H10(g) + O2(g) 4 CO2(g) + H2O(l) [Não Balanceada] Etapa 3 Balanceie os átomos de hidrogênio Existem dez átomos de hidrogênio nos reagentes. Nos produtos cada molécula de água possui dois átomos de hidrogênio; logo, cinco moléculas de água contem 10 átomos de hidrogênio. C4H10(g) + O2(g) 4 CO2(g) + 5 H2O(l) [Não Balanceada] Etapa 4 Balanceie o numero de átomos de oxigênio. Existem treze átomos de oxigênio nos produtos da reação (4 x 2 = 8 no CO2 mais 5 x 1 = 5 na água). Portanto, 13/2 moléculas de oxigênio serão necessárias: 4 CO2(g) + 5 H2O(l) [Balanceada]C4H10(g) + O2(g) 13 2 Etapa 5 Verifique que pela lei das proporções múltiplas o coeficiente de cada elemento deve ser um numero inteiro. 8 CO2(g) + 10 H2O(l) [Balanceada]2C4H10(g) + 13 O2(g) A equação balanceada mostra: oito átomos de carbono, vinte átomos de hidrogênio e vinte e seis átomos de oxigênio tanto nos reagentes quanto nos produtos. EXERCITANDO Carros brasileiros utilizam etanol, C2H5OH, como combustível. Escreva a equação balanceada da combustão completa do etanol em câmeras de combustão de automóveis, produzindo dióxido de carbono e água.
  18. 18. UNIVERSIDADE FEDERAL DO CEARÁ DEPARTAMENTO DE QUÍMICA ORGÂNICA E INORGÂNICA CURSO: ZOOTECNIA 2014.1 DISCIPLINA: CE 0891 A e B PROF. M A T O S RESOLUÇÃO Etapa1 Escreva as formulas correta para os reagentes e os produtos. C2H5OH(l) + O2(g) CO2(g) + H2O(l) [Não Balanceada] Etapa 2 Balanceie os átomos de carbono. Dois átomos de carbono estão presentes nos reagentes; logo, eles devem estar presentes nos produtos. C2H5OH(l) + O2(g) 2 CO2(g) + H2O(l) [Não Balanceada] Etapa 3 Balanceie os átomos de hidrogênio Existem seis átomos de hidrogênio nos reagentes. Nos produtos cada molécula de água possui dois átomos de hidrogênio; logo, três moléculas de água contem seis átomos de hidrogênio. C2H5OH(l) + O2(g) 2 CO2(g) + 3 H2O(l) [Não Balanceada] Etapa 4 Balanceie o numero de átomos de oxigênio. Existem sete átomos de oxigênio nos produtos da reação (2 x 2 = 4 no CO2 mais 3 x 1 = 3 na água). Portanto, 3 moléculas de oxigênio serão necessárias: C2H5OH(l) + 3 O2(g) 2 CO2(g) + 3 H2O(l) [Balanceada] APLICANDO OS CONHECIMENTOS Escreva a equação balanceada para a combustão completa do aditivo de gasolina tetraetilchumbo(IV) liquido, Pb(C2H5)4. Os produtos da combustão são PbO(s), H2O(l) e CO2(g). Resposta: 2 Pb(C2H5)4 + 27 O2(g) → 2 PbO(s) + 16 CO2(g) + 20 H2O(l)
  19. 19. UNIVERSIDADE FEDERAL DO CEARÁ DEPARTAMENTO DE QUÍMICA ORGÂNICA E INORGÂNICA CURSO: ZOOTECNIA 2014.1 DISCIPLINA: CE 0891 A e B PROF. M A T O S QUANTIDADES DE REAGENTES E PRODUTOS Em uma reação química o relacionamento quantitativo entre reagentes e produtos é expresso através de uma equação química balanceada. Considere a reação: P4(s) + 10 Cl2(g) → 4 PCl5(l) Suponha que para essa reação ocorrer se utilize: P4(s) + 10 Cl2(g) → 4 PCl5(l) Quantia Inicial (Mol) 1,00 mol (124 g) 10,0 mol (709 g) 0,00 mol (0,00 g) Variação na quantia (Mol) - 1,00 mol - 10,0 mol + 4,00 mol Após a Reação Completa (Mol) 0,00 mol (0,00 g) 0,00 mol (0,00 g) 4,00 mol [124 g + 709 g = 833 g] LEMBRE-SE: A equação balanceada mostra a quantidade de reagentes e produtos envolvidos através das relações do número de mol e não através das relações em gramas. VAMOS PRATICAR! SITUAÇÃO 1: Que massa de cloro é necessária para reagir completamente com 1,45 g de fósforo. SITUAÇÃO 2: Que massa de pentacloreto de fósforo é produzida? RESOLUÇÃO DA SITUAÇÃO 1: Etapa 1. Escreva a equação balanceada (utilizando formulas corretas para reagentes e produtos). Esta é sempre a primeira etapa. P4(s) + 10 Cl2(g) → 4 PCl5(l)
  20. 20. UNIVERSIDADE FEDERAL DO CEARÁ DEPARTAMENTO DE QUÍMICA ORGÂNICA E INORGÂNICA CURSO: ZOOTECNIA 2014.1 DISCIPLINA: CE 0891 A e B PROF. M A T O S Etapa 2: Faça o calculo da quantidade de mol a partir das massas. A partir da massa de P4 fornecida, 1,45 g, e de uma relação estequiométrico, calculamos o numero de mol de fósforo: Etapa 3: Utilize um fator estequiométrico. A quantidade disponível do reagente P4, em mol, está relacionada à quantidade do outro reagente Cl2 através da equação balanceada: Esse cálculo mostra que é necessário 0,117 mol de cloro para reagir com todo o P4 disponível. Etapa 4: Calcule a massa a partir do numero de mol. Converter o numero de mol de Cl2 (calculado na etapa 3) na massa de cloro necessária. RESOLUÇÃO 2: Etapa 1. Escreva a equação balanceada. P4(s) + 10 Cl2(g) → 4 PCl5(l) Etapa 2: Faça o calculo da quantidade de mol a partir das massas.
  21. 21. UNIVERSIDADE FEDERAL DO CEARÁ DEPARTAMENTO DE QUÍMICA ORGÂNICA E INORGÂNICA CURSO: ZOOTECNIA 2014.1 DISCIPLINA: CE 0891 A e B PROF. M A T O S Etapa 3: Utilize um fator estequiométrico. A partir da equação balanceada temos o fator estequiométrico. Etapa 4: Calcular a massa a partir do numero de mol. Converta os 0,0468 mol de PCl5 produzidos para massa em gramas. Nunca é possível calcular a massa do produto em uma única etapa. A figura abaixo mostra rotas para efetuar cálculos estequiométricos para a reação de um reagente A para formar o produto B conforme a equação x A → y B. x fator estequiométrico Relação direta Impossivel Massa do Reagente A (g) Massa do Reagente A (Mol) 1 mol de A g de A x Massa do Produto B (g) Massa do Produto B (Mol) g de B mol de B x y mol de produto B x mol de reagente A x A massa do reagente A é convertida em numero de mol de A. a seguir, usando o fator estequiométrico, determine o número de mol de produto B. finalmente, a massa em grama do produto B é obtida multiplicando o numero de mol de B por sua massa molar.
  22. 22. UNIVERSIDADE FEDERAL DO CEARÁ DEPARTAMENTO DE QUÍMICA ORGÂNICA E INORGÂNICA CURSO: ZOOTECNIA 2014.1 DISCIPLINA: CE 0891 A e B PROF. M A T O S EXERCÍCIO Qual massa de oxigênio, O2, é necessária para promover a combustão completa de 1 L de etanol, C2H5OH, cuja densidade a 25ºC é 0,789 g.cm-1 ? Quais são as massas de CO2 e de H2O? RESOLUÇÃO Etapa 1: A combustão completa do etanol é representada pela equação: C2H5OH(l) + 3 O2(g) 2 CO2(g) + 3 H2O(g) Etapa 2: Determinar a massa em gramas de etanol que correspondente a 1 L de etanol. Massa de etanol = 789 g Transformando o valor dessa massa em mol, temos: Etapa 3: Calculamos o numero de mol de O2 necessários para queimar 17,13 mol de etanol. Etapa 4: Converter 51,39 mol de O2 em gramas. Calculo da massa de CO2: Etapa 3: Calcular o numero de mol de CO2 produzido com a queima de 17,13 mol de etanol.
  23. 23. UNIVERSIDADE FEDERAL DO CEARÁ DEPARTAMENTO DE QUÍMICA ORGÂNICA E INORGÂNICA CURSO: ZOOTECNIA 2014.1 DISCIPLINA: CE 0891 A e B PROF. M A T O S Etapa 4: Converta 34,26 mol de CO2 em gramas. Calculo da massa de H2O: Etapa 3: Calcular o numero de mol de H2O produzido com a queima de 17,13 mol de etanol. Etapa 4: Converta em gramas 51,39 mol de H2O. Relação direta Impossivel Massa de Etanol (g) 789 g = 1 L Massa do Etanol (Mol) 17,13 mol Massa de CO2 ou H2O (g) 4523,35 g de CO2 2778,14 g de H2O Massa de CO2 ou H2O (Mol) 51,39 mol CO2 102,78 mol de H2O 1 mol de Et 46,07de Et x 32,00 de O2 1 mol de O2 x 18,02 g de H2O 1 mol de H2O x 3 mol de H2O 1 mol de Etanol x 2 mol de CO2 1 mol de Etanol x
  24. 24. UNIVERSIDADE FEDERAL DO CEARÁ DEPARTAMENTO DE QUÍMICA ORGÂNICA E INORGÂNICA CURSO: ZOOTECNIA 2014.1 DISCIPLINA: CE 0891 A e B PROF. M A T O S PROBLEMA PROPOSTO O ferro metálico reage com o oxigênio para formar o oxido de ferro(III), Fe2O3. a) Escreva a equação balanceada para essa reação. b) Se um prego de ferro comum (considere que seja de ferro puro) tem uma massa de 2,68 g, qual é a massa (em gramas) de Fe2O3 produzida se o prego for totalmente convertido em oxido? c) Que massa de O2 (em gramas) é necessária para a reação? RESOLUÇÃO: a) 4 Fe(s) + 3 O2(g) → 2 Fe2O3(s) b) Calculo da massa de Fe2O3 produzido, conforme o esquema: 2,86 g de Fe Nº de Mol de Fe Nº de Mol de Fe2O3 massa de Fe2O3 (g) 2 mol Fe2O3 4 mol Fe x Massa Molar Fe2O3 Massa Molar Fe Calculo do numero de mol de Fe que corresponde a 2,86 g. Calculo do numero de mol de Fe2O3 produzido, a partir de 0,04798 mol de Fe. Calculo da massa de Fe2O3 contida em 0,02399 mol
  25. 25. UNIVERSIDADE FEDERAL DO CEARÁ DEPARTAMENTO DE QUÍMICA ORGÂNICA E INORGÂNICA CURSO: ZOOTECNIA 2014.1 DISCIPLINA: CE 0891 A e B PROF. M A T O S c) Calculo da massa de O2 necessária para reagir com 2,86 g de ferro ou, 0,04798 mol, conforme o esquema: 2,86 g de Fe Nº de Mol de Fe Nº de Mol de O2 Massa Molar O2 Massa Molar Fe 3 mol O2 4 mol Fe x massa de O2 (g) Calculo do numero de mol de O2. Calculo da massa de O2. REAGENTES LIMITANTES Pt NH3 NH3 Cl Cl A cisplatina, Pt[(NH3)2Cl2], é um composto utilizado para tratar determinados tipos de câncer. Vamos considerar que a obtenção da cisplatina ocorre segundo a equação:
  26. 26. UNIVERSIDADE FEDERAL DO CEARÁ DEPARTAMENTO DE QUÍMICA ORGÂNICA E INORGÂNICA CURSO: ZOOTECNIA 2014.1 DISCIPLINA: CE 0891 A e B PROF. M A T O S (NH3)2PtCl4(s) + 2 NH3(aq) Pt(NH3)2Cl2(s) + 2 NH4Cl(aq) cisplatina Como 1,00 g de (NH3)2PtCl4 custa R$ 194,90 (cerca de U$100,00), e o preço da amônia é bem mais barato, utilizamos uma quantia maior de NH3 do que é necessário, pela equação balanceada, para que no final da reação, todo (NH3)2PtCl4 tenha se convertido em cisplatina, embora NH3 permaneça em excesso sem reagir. O composto (NH3)2PtCl4 neste exemplo é denominado reagente limitante, e a sua quantidade determina, ou limita, a quantia da cisplatina formada. A amônia, NH3, em quantidade superior a estabelecida pela equação balanceada é o reagente em excesso. Em uma reação química todos os cálculos estequiométricos devem ser realizados com base no reagente limitante. Considere que para a reação a A + b B → Produtos O procedimento é o seguinte:  Considere A e B reagentes e a e b seus respectivos coeficientes.  Calcular a quantidade de mol de cada reagente, nA e nB.  Calcular o quociente molar .  Compará-lo com o quociente estequiométrico S(A/B) e então se: )( BAS n n B A  A reagente limitante. B reagente em excesso. )( BAS n n B A  Os reagentes cumprem a estequiometria da reação e nenhum deles é limitante. )( BAS n n B A  B reagente limitante. A reagente em excesso. Aplicando estas considerações a reação: Fe2O3(s) + 2 Al(s) → 2 Fe(s) + Al2O3(s) Considere que se utiliza uma mistura de 100,00 g de cada um dos reagentes.  Qual é o reagente limitante?  Que massa de ferro pode ser produzida?  Quanto do reagente em excesso irá sobrar quando a reação estiver completa?
  27. 27. UNIVERSIDADE FEDERAL DO CEARÁ DEPARTAMENTO DE QUÍMICA ORGÂNICA E INORGÂNICA CURSO: ZOOTECNIA 2014.1 DISCIPLINA: CE 0891 A e B PROF. M A T O S RESOLUÇÃO Calculo do numero de mol correspondente a 100,00 g de cada reagente. o Calculo do quociente molar obtido: o Calculo do quociente estequiométrico: Como: O Fe2O3 é o reagente limitante. Calculo da massa de ferro que pode ser produzida o Calculo do numero de mol de ferro que pode ser obtido a partir de 0, 626 mol de Fe2O3. o Calculo da massa correspondente a 1,252 mol de Fe. Calculo do excesso de alumínio a partir de 0,626 mol de Fe2O3. o Calculo do numero de mol de alumínio.
  28. 28. UNIVERSIDADE FEDERAL DO CEARÁ DEPARTAMENTO DE QUÍMICA ORGÂNICA E INORGÂNICA CURSO: ZOOTECNIA 2014.1 DISCIPLINA: CE 0891 A e B PROF. M A T O S o Calculo do excesso do numero de mol de alumínio n(excesso) = 3,706 – 1,252 = 2,454 mol de Al o Calculo da massa em excesso de alumínio Fe2O3(s) + 2 Al(s) → 2 Fe(s) + Al2O3(s) Quantia Inicial (mol) 0,626 3,706 0 0 Variação na quantia (mol) - 0,626 2(0,626) 2(0,626) 0,626 No final da reação (mol) 0 2,454 1,252 0,626 No final da reação (g) 0 66,21 69,92 63,83 PROBLEMA PROPOSTO A amônia gasosa pode ser obtida através da reação de um oxido metálico, como oxido de cálcio, com cloreto de amônio. Se 112 g de CaO e 224 g de NH4Cl são misturados: a. Escreva a equação balanceada para esta reação. b. Qual reagente está em excesso? c. Calcule a quantidade de amônia produzida quando todo o reagente limitante for consumido. d. Calcule a quantidade, em gramas, de reagente em excesso quando a reação estiver completada. RESOLUÇÃO a. Equação balanceada: CaO(s) + 2 NH4Cl(s) → 2 NH3(g) + H2O(g) + CaCl2(s) b. Calculo do numero de mol: o Óxido de cálcio: o Cloreto de amônio: o
  29. 29. UNIVERSIDADE FEDERAL DO CEARÁ DEPARTAMENTO DE QUÍMICA ORGÂNICA E INORGÂNICA CURSO: ZOOTECNIA 2014.1 DISCIPLINA: CE 0891 A e B PROF. M A T O S o Calculo do quociente molar o Calculo do quociente estequiométrico Como o reagente limitante é o CaO. c. Calculo do numero de mol da amônia produzida a partir de 1,997 mol de Cao. o Calculo da massa de NH3 d. Calculo da massa do reagente em excesso a partir de 1,997 mol de Cao. o Calculo do numero de mol do NH4Cl em excesso n(excesso) = 4,188 – 3,994 = 0,194 mol de NH4Cl o Calculo da massa de NH4Cl CaO(s) + 2 NH4Cl(s) → 2 NH3(g) + H2O + CaCl2(s) Quantia Inicial (mol) 1,997 4,188 0 0 Variação na quantia (mol) - 1,997 2(-1,997) 2(1,997) No final da reação (mol) 0 0,194 3,994 No final da reação (g) 0 10,38 68,02
  30. 30. UNIVERSIDADE FEDERAL DO CEARÁ DEPARTAMENTO DE QUÍMICA ORGÂNICA E INORGÂNICA CURSO: ZOOTECNIA 2014.1 DISCIPLINA: CE 0891 A e B PROF. M A T O S RENDIMENTO DA REAÇÃO Normalmente, em laboratórios e indústrias, a quantidade de produtos formados é menor do que as previstas teoricamente pela estequiometria, devido:  Presença de impurezas nos reagentes;  Existência de reações reversíveis, os produtos reagem entre si produzindo os reagentes originais;  Ocorrência de reações paralelas originando produtos diferentes dos desejados. No transcorrer de uma reação química, o rendimento teórico é obtido quando todo reagente limitante é consumido e transforma-se na quantidade máxima de produto obtido. O rendimento real corresponde à quantidade de produto que realmente se forma. O rendimento real é sempre menor do que o rendimento teórico devido:  Nem todo reagente se transforma no produto desejado;  Parte do reagente pode se transformar em outra substancia que não aquela esperada (reações secundarias);  Nem sempre é possível separar da mistura reacional todo o produto formado. O rendimento percentual de uma reação relaciona o rendimento real com o rendimento teórico (calculado) e, pode ser obtido através da equação: CASO 1. Para a fabricação de sabão utilizamos a equação balanceada: (C17H35COO)3C3H5(S) + 3 NaOH(aq) 3 C17H35COONa(S) + C3H5(OH)3(l) Estearato de Sódio Sabão Estearina Considere que amostras de 100,00 g de cada reagente foram colocadas para reagir e obtivemos 65,96 g de sabão. Para calcularmos o rendimento percentual dessa reação fazemos o seguinte procedimento:  Determinamos qual das duas amostras é o reagente limitante.
  31. 31. UNIVERSIDADE FEDERAL DO CEARÁ DEPARTAMENTO DE QUÍMICA ORGÂNICA E INORGÂNICA CURSO: ZOOTECNIA 2014.1 DISCIPLINA: CE 0891 A e B PROF. M A T O S  Calculando o quociente molar, temos  Calculo do quociente estequiométrico: Como, A estearina é o reagente limitante. A seguir, calculamos a quantidade de mol de estearato de sódio que pode ser obtido a partir de 0,1126 mol de estearina. que corresponde a: Calculamos o rendimento percentual dessa reação:
  32. 32. UNIVERSIDADE FEDERAL DO CEARÁ DEPARTAMENTO DE QUÍMICA ORGÂNICA E INORGÂNICA CURSO: ZOOTECNIA 2014.1 DISCIPLINA: CE 0891 A e B PROF. M A T O S De acordo com os cálculos químicos, 100,00 g de estearina produziriam 95,60 g de sabão, mas nesse experimento, só foram obtidos 65,96 g. Por que será? EXERCÍCIO A carie é um processo de desmineralização localizada no esmalte do dente e, em geral, também na dentina, que culmina com a formação da cavidade. O fluoreto de sódio libera íons fluoretos, que atuam na prevenção da carie dentaria, porque têm a propriedade de substituir os grupos hidróxidos do principal constituinte do esmalte dos dentes, a hidroxiapatita [Ca5OH(PO4)3], formando a fluorapatita [Ca5F(PO4)3], que é resistente ao ataque de ácidos e bactérias, conforme a equação balanceada: Ca5OH(PO4)3(s) + NaF(aq) Ca5F(PO4)3(s) + NaOH(aq) Considere que, a partir de 84,00 g de fluoreto de sódio, foram obtidos 252,0 g de fluoapatita. Calcule o rendimento desse processo. RESOLUÇÃO Calculo do rendimento teórico com base em 84,00 g de NaF.  Calculo do numero de mol correspondente a 84,00 g de NaF Calculo do numero de mol do [Ca5F(PO4)3] A partir da equação balanceada do processo, vemos que: n(NaF) = n[Ca5F(PO4)3] = 2,000 mol  Calculo da massa de Ca5F(PO4)3 Calculo do Rendimento percentual do processo
  33. 33. UNIVERSIDADE FEDERAL DO CEARÁ DEPARTAMENTO DE QUÍMICA ORGÂNICA E INORGÂNICA CURSO: ZOOTECNIA 2014.1 DISCIPLINA: CE 0891 A e B PROF. M A T O S EXERCICIO 2 A reação de decomposição do carbonato de cálcio (90% de pureza) para formar CaO e CO2 foi realizada com rendimento de 95%. Qual a massa de CaO obtida pela decomposição de 5 g do mesmo CaCO3 ? CaCO3(s) → CaO(s) + CO2(g) RESOLUÇÃO A pureza do carbonato de cálcio é de 90%, significando que dos 5 g adicionados, 4,5 g realmente são de CaCO3 e 0,5 é impureza. O rendimento da reação é de 95%, significando que dos 4,5 g de CaCO3, apenas 4,275 g reagirão. Calculo do numero de mol correspondente a 4,275 g de CaCO3 Determinação do numero de mol de CaO. Através da equação balanceada temos: n(CaCO3) = n(CaO) = 0,04237 mol Calculo da massa de cal. PROBLEMA PROPOSTO O composto azul intenso Cu(NH3)4SO4 é produzido através da reação do sulfato de cobre(II) com amônia. CuSO4(aq) + 4 NH3(aq) → Cu(NH3)4SO4(aq) a. Partindo de 10,0 g de CuSO4 e amônia em excesso, qual é o rendimento teórico de Cu(NH3)4SO4? b. Considere que nesse processo se obteve 12,6 g de Cu(NH3)4SO4, qual será o rendimento percentual? RESOLUÇÃO a. CuSO4 é o reagente limitante.
  34. 34. UNIVERSIDADE FEDERAL DO CEARÁ DEPARTAMENTO DE QUÍMICA ORGÂNICA E INORGÂNICA CURSO: ZOOTECNIA 2014.1 DISCIPLINA: CE 0891 A e B PROF. M A T O S Calculo do numero de mol contido em 10,0 g de sulfato de cobre. Calculo do numero de mol de Cu(NH3)4SO4 n(CuSO4) = n[Cu(NH3)4SO4] = 0,06265 mol Calculo do rendimento teórico (massa) de Cu(NH3)4SO4 b. Calculo do rendimento percentual. E S T E Q U I O M E T R I A R E L A Ç Õ E S D E M A S A E M S O L U Ç Ã O Solução é uma mistura homogênea de duas ou mais substancias, constituindo uma única fase. O SOLUTO é a substancia presente em menor quantidade na solução. O SOLVENTE é a substancia existente em maior quantidade na solução. Exemplo O ar que respiramos é uma solução de nitrogênio, oxigênio, dióxido de carbono, vapor d’água e outros gases. Desses gases, o nitrogênio está em maior quantidade e é o solvente. A adição de um soluto a um liquido puro deve provocar modificações das propriedades físicas do liquido. As modificações dos pontos de congelamento e de ebulição dos solventes numa solução são propriedades coligativas, assim como a modificação da pressão de vapor do solvente puro e da pressão osmótica.
  35. 35. UNIVERSIDADE FEDERAL DO CEARÁ DEPARTAMENTO DE QUÍMICA ORGÂNICA E INORGÂNICA CURSO: ZOOTECNIA 2014.1 DISCIPLINA: CE 0891 A e B PROF. M A T O S Tipos de Solução UNIDADES DE CONCENTRAÇÃO PORCENTAGEM EM MASSA A porcentagem em massa (também chamada de porcentagem em peso ou Porcentagem ponderal) é definida como: A porcentagem em massa não tem unidades porque é uma razão entre duas grandezas similares. MOLARIDADE – M molaridade É o número de mol de soluto em 1 L de solução. A molaridade tem a unidade de mol por litro (Mol/L ou mol.L-1 ) Molalidade m A molalidade é o número de mos de soluto dissolvidos em 1kg (1000 g) de solvente.
  36. 36. UNIVERSIDADE FEDERAL DO CEARÁ DEPARTAMENTO DE QUÍMICA ORGÂNICA E INORGÂNICA CURSO: ZOOTECNIA 2014.1 DISCIPLINA: CE 0891 A e B PROF. M A T O S Prepararmos uma solução aquosa de sulfato de sódio (Na2S04) 1molal, ou 1 m, dissolvendo 1 moI (142,0 g) da substância em 1000 g (l kg) de água. O volume final da solução pode ser maior ou menor que 1000 mL, dependendo da natureza da interação soluto-solvente. Também é possível, embora pouco provável, que o volume final seja igual a 1000 mL. CONCENTRAÇÃO EM PARTES POR MILHÃO – ppm Em situações em que a quantidade de soluto é muito pequena, podemos exprimir a concentração em partes por milhão – ppm. Cada ppm significa uma parte de soluto para um milhão de partes da solução (106 ). SOLUÇÕES AQUOSAS DILUÍDAS. Em soluções aquosas diluídas, isto é, nas quais a quantidade de soluto é muito pequena, a densidade da solução é praticamente igual a à densidade da água pura. Exemplo Uma solução é preparada com 1 g de glicose e água suficiente para 5 litros. Calcule a concentração de glicose em ppm. RESOLUÇÃO DILUIÇÃO DE SOLUÇÕES DILUIÇÃO é o processo de acrescentar solvente a uma solução tornando-a menos concentrada.
  37. 37. UNIVERSIDADE FEDERAL DO CEARÁ DEPARTAMENTO DE QUÍMICA ORGÂNICA E INORGÂNICA CURSO: ZOOTECNIA 2014.1 DISCIPLINA: CE 0891 A e B PROF. M A T O S Considere que vamos preparar uma solução contendo 5,85 g de NaCl e água suficiente para 100 mL de solução. A seguir, adicionamos nessa solução 150 mL de água.  O volume da solução aumenta  A quantidade de mol do soluto permanece a mesma.  A concentração da solução diluída é sempre menor do que a concentração da solução de partida. CALCULO DA NOVA CONCENTRAÇÃO Ou Podemos calcular a nova concentração:

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