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Reações químicas

  1. 1. Reações Químicas Massa Molar Professor Ms. Lucas Mariano da Cunha e Silva
  2. 2.  Reações químicas: aspectos quantitativos;  Leis das combinações químicas;  Equações químicas: Balanceamento;  Mol: conceito e utilização;  Massa atômica;  Massa molecular;  Massa molar;  Estequiometria.
  3. 3. Um dos primeiros aspectos estudados nas reações químicas foi a relação quantitativa entre as substâncias que intervinham: as leis de combinação química. Estudaremos os princípios básicos no estudo da relação entre as quantidades de substância que intervêm numa reação química (estequiometria).
  4. 4. 1-Lei da conservação da massa (ou de Lavoisier) 2-Lei das proporções constantes (ou de Proust) 3-Lei das proporções múltiplas (ou de Dalton)
  5. 5. “Numa reação química a massa dos reagentes é igual à massa total dos produtos dessa reação.” Num sistema fechado, quando duas ou mais substancias reagem entre si, a massa total dos produtos é igual a soma das massas das substâncias reagentes.
  6. 6. Ou de maneira mais simples e já popularizada: “Na natureza nada se cria, nada se perde; tudo se transforma” Durante as reações químicas não há criação nem perda de massa; o que ocorre é a transformação das substâncias reagentes em outras substâncias.
  7. 7. Exemplo: Duas substâncias, uma com 15g de massa e outra com 13g, reagiram entre si num sistema fechado. Da reação surgiram dois produtos: um gasoso e outro sólido. Sabendo-se que o produto sólido tem massa de 10g, calcule a massa do gás que se desprendeu da reação.
  8. 8. Resolução: massa dos reagentes massa dos produtos A + B → C + D 15g 13g 10g x 15g + 13g = 10g + x 28g = 10g + x x = 28g – 10g x= 18g R.: O gás que se desprendeu tem massa de 18g.
  9. 9. “Quando duas ou mais substancias se combinam para formar um composto, elas devem guardar entre si proporções certas e definidas” Você vai fazer um bolo e com a quantidade de ingredientes que você fez o bolo não deu para todo mundo. Daí pra fazer outro bolo que seja três vezes maior e com o mesmo sabor que o outro você precisa multiplicar a quantidade dos ingredientes três vezes.
  10. 10. Da mesma maneira, se você quiser fazer um bolo que seja a metade do primeiro, a medida de cada ingrediente devera ser dividida por dois. O raciocínio que fizemos para o caso do bolo é feito também pelos químicos ao realizar uma reação química. Isso porque quando duas substancias reagem para formar um composto elas devem ser combinadas em quantidades proporcionais.
  11. 11. Exemplo: Para obter sulfeto de ferro, devemos combinar o ferro e o enxofre na seguinte proporção: 7 partes de ferro para 4 partes de enxofre. Assim obtemos 11 partes de sulfeto de ferro. De acordo com a lei temos: 7g de ferro + 4g de enxofre → 11g de sulfeto de ferro Fe + S → FeS Combinado 9g de ferro com 4g de enxofre, ainda assim conseguimos 11g de sulfeto de ferro, mas sobram 2g de ferro.
  12. 12. Da mesma maneira, ao combinar 7g de ferro com 5g de enxofre, iremos obter também 11g de sulfeto de ferro, mas agora sobrará 1g de enxofre. Observe que, nessa combinação, a quantidade de ferro e enxofre pode ser diferente de 7g e 4g, respectivamente, mas ambas as substâncias reagem sempre na relação de 7 para 4. Então pergunta-se: Por que a proporção das substancias reagentes para a formação do sulfeto de ferro é de 7 partes de ferro para 4 partes de enxofre?
  13. 13. Essa relação pode ser também conseguida pela massa atômica dos elementos. Como a massa atômica do ferro é 56 e a do enxofre é 32. Temos a proporção: 56:32 Para simplificar, dividimos cada um desses números pelo máximo divisor comum, que é 8, e chegamos ao seguinte resultado: 7:4 Assim podemos concluir que na formação desse composto, os elementos com maior massa atômica participam em maior proporção.
  14. 14. "Em uma mistura gasosa, a pressão de cada componente é independente da pressão dos demais, a pressão total (P) é igual à soma das pressões parciais dos componentes". PT = P1 + P2 + P3 +... + Pn
  15. 15.  Exemplo: Sabemos que o ar atmosférico é composto essencialmente, na prática, de 78,8% de Nitrogênio e de 20,95% de oxigênio. Assim sendo, e aplicando-se a Lei de Dalton, podemos dizer que a expressão total do ar atmosférico, 760 mmHg ao nível do mar, é representada em seu 1/5 pela pressão parcial de oxigênio. Então podemos dizer que.
  16. 16. PT (760 mmHg) = TO2 (1/5 de 760 = 150) + TN2 (4/5 de 760 = 593) PT = 150 + 593 = 743 mmHg Resumindo: A tensão parcial de O2 ao nível do mar é 152 mmHg e a tensão parcial do N2 ao mesmo nível é de 608 mmHg.
  17. 17. O balanceamento de equações químicas consiste em igualar o número de elementos do produto com os reagentes. Consiste em erros e acertos dos coeficientes. Sempre balancear pela ordem abaixo: 1o) Metais; 2o) Ametais; 3o) Carbono; 4o) Hidrogênio; 5o) Oxigênio.
  18. 18. HNO3 + Al(OH)3 → Al(NO3)3 + H2O H2CO3 + Al(OH)3 → Al2(CO3)3 + H2O 3 1 1 3 3 2 1 6
  19. 19. Do latim, Mol indica amontoamento de pedras, que estão no mar. Já na química a palavra Mol indica o amontoamento de partículas, como por exemplo, átomos, elétrons, moléculas entre outras. Se tratando desse amontoado, podemos dizer que ele sempre irá conter 6,02. 1023 unidades. Vejamos: Um mol de moléculas são 6,02. 1023 moléculas. Um mol de elétrons são 6,02. 1023 elétrons. Um mol de grãos são 6,02. 1023 grãos.
  20. 20. Para exemplificar melhor: 6,02. 1023 moléculas de O2: 32 g/mol. 6,02. 1023 moléculas de H2: 2 g/mol. 6,02. 1023 moléculas de H2O: 18 g/mol. 6,02. 1023 moléculas de NaCl: 58,5 g/mol. 6,02. 1023 moléculas de NaOH: 40 g/mol.
  21. 21. Massa atômica é a média dos números de massas (representada pela letra A) do isótopos de um determinado elemento químico, ponderada pela ocorrência de cada isótopo. Número de massa (A) é a soma de prótons e neutrons do núcleo de um átomo, medida em unidade de massa atómica, representado por u.m.a. (unidade de massa atômica) ou simplesmente u.
  22. 22. Exemplo: Massa atômica do cloro (Cl):
  23. 23. Conforme vimos, levando em consideração a ocorrência na natureza, sabe-se que a massa atômica do elemento Cloro é de 35,45 u. Pela definição de "u" (unidade de massa atômica) corresponde a 1/12 da massa do Carbono-12. Como a massa atômica é expressa em "u", ela indica quantas vezes a massa de um átomo é maior que 1/12 da massa de Carbono-12.
  24. 24. Massa molecular é a massa da molécula dessa substância expressa em u. Indica quantas vezes a massa da molécula dessa substância é maior que a massa de 1/12 do átomo de 12C. A massa molecular de uma substância é numericamente igual à soma das massas atômicas de todos os átomos da molécula dessa substância.
  25. 25. Exemplo: massa molecular do Cl2 m.m. = 35,45 x 2 = m.m. = 70,9 u
  26. 26. Massa molar é a massa de substância que contém 6,02.1023 entidades representadas pela fórmula dessa substância. É comumente expressa em g/mol ou g.mol-1. Quando perguntamos qual a quantidade de X..., estamos perguntando quantos mols de X....
  27. 27. Exemplo: Calcule a massa molar do ácido sulfúrico (H2SO4) 2.H = 2.1g/mol = 2 g/mol 1.S =1.32g/mol = 32 g/mol 4.O = 4.16g/mol = 64 g/mol H2SO4 massa molar H2SO4 = 98 g/mol +
  28. 28. Conceito: Estequiometria é o cálculo da quantidade de reagentes e produtos da reação, baseado nas leis das reações químicas. Regra geral: 1. Escrever a reação química; 2. Acertar os coeficientes; 3. Estabelecer uma regra de três.
  29. 29. Exemplo: Calcular a massa de óxido cúprico a partir de 2,54 g de cobre metálico. Dados: Cu = 63,5 e O = 16 g/mol. 1º) Vamos escrever a reação química: Cu + O2 → CuO 2º) A equação está desbalanceada, acertemos os coeficientes: 2Cu + 1O2 → 2CuO 3º) E agora? Como calcular a massa de óxido cúprico? É fácil, é só fazer a regra de três das partes envolvidas.
  30. 30. 2 Cu + 1O2 → 2CuO Mol 2.63,5 2.79,5 127 159 Massa 2,54 x 127.x = 159.2,54 → 127.x = 403,86 A massa de óxido cúprico a partir de 2,54 g de cobre metálico é = 3,18 g

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