Reações químicas

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Reações químicas

  1. 1. Reações QuímicasMassa MolarProfessor 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 reaçõesquímicas foi a relação quantitativa entre as substânciasque intervinham: as leis de combinação química.Estudaremos os princípios básicos no estudo da relaçãoentre as quantidades de substância que intervêm numareação 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 éigual à massa total dos produtos dessa reação.”Num sistema fechado, quando duas ou maissubstancias reagem entre si, a massa total dosprodutos é igual a soma das massas dassubstâncias reagentes.
  6. 6. Ou de maneira mais simples e já popularizada:“Na natureza nada se cria, nada se perde; tudo setransforma”Durante as reações químicas não há criação nemperda de massa; o que ocorre é a transformaçãodas substâncias reagentes em outras substâncias.
  7. 7. Exemplo:Duas substâncias, uma com 15g de massa e outra com13g, reagiram entre si num sistema fechado. Dareação surgiram dois produtos: um gasoso e outrosólido. Sabendo-se que o produto sólido tem massa de10g, calcule a massa do gás que se desprendeu dareação.
  8. 8. Resolução:massa dos reagentes massa dos produtosA + B → C + D15g 13g 10g x15g + 13g = 10g + x28g = 10g + xx = 28g – 10gx= 18gR.: O gás que se desprendeu tem massa de 18g.
  9. 9. “Quando duas ou mais substancias se combinampara formar um composto, elas devem guardar entresi proporções certas e definidas”Você vai fazer um bolo e com a quantidade deingredientes que você fez o bolo não deu para todomundo. Daí pra fazer outro bolo que seja três vezesmaior e com o mesmo sabor que o outro você precisamultiplicar a quantidade dos ingredientes três vezes.
  10. 10. Da mesma maneira, se você quiser fazer um bolo queseja a metade do primeiro, a medida de cadaingrediente devera ser dividida por dois.O raciocínio que fizemos para o caso do bolo é feitotambém pelos químicos ao realizar umareação química. Isso porque quando duas substanciasreagem para formar um composto elas devem sercombinadas em quantidades proporcionais.
  11. 11. Exemplo: Para obter sulfeto de ferro, devemoscombinar o ferro e o enxofre na seguinte proporção: 7partes de ferro para 4 partes de enxofre. Assim obtemos11 partes de sulfeto de ferro.De acordo com a lei temos:7g de ferro + 4g de enxofre → 11g de sulfeto de ferroFe + S → FeSCombinado 9g de ferro com 4g de enxofre, ainda assimconseguimos 11g de sulfeto de ferro, mas sobram 2g deferro.
  12. 12. Da mesma maneira, ao combinar 7g de ferro com 5gde enxofre, iremos obter também 11g de sulfeto deferro, mas agora sobrará 1g de enxofre.Observe que, nessa combinação, a quantidade de ferroe enxofre pode ser diferente de 7g e 4g,respectivamente, mas ambas as substâncias reagemsempre na relação de 7 para 4.Então pergunta-se: Por que a proporção dassubstancias reagentes para a formação do sulfeto deferro é de 7 partes de ferro para 4 partes de enxofre?
  13. 13. Essa relação pode ser também conseguida pela massaatômica dos elementos. Como a massa atômica doferro é 56 e a do enxofre é 32. Temos a proporção:56:32Para simplificar, dividimos cada um desses númerospelo máximo divisor comum, que é 8, e chegamos aoseguinte resultado: 7:4Assim podemos concluir que na formação dessecomposto, os elementos com maior massa atômicaparticipam em maior proporção.
  14. 14. "Em uma mistura gasosa, a pressão de cadacomponente é independente da pressão dos demais, apressão total (P) é igual à soma das pressões parciaisdos componentes".PT = P1 + P2 + P3 +... + Pn
  15. 15.  Exemplo: Sabemos que o ar atmosférico é compostoessencialmente, na prática, de 78,8% de Nitrogênio ede 20,95% de oxigênio. Assim sendo, e aplicando-se aLei de Dalton, podemos dizer que a expressão total doar atmosférico, 760 mmHg ao nível do mar, érepresentada em seu 1/5 pela pressão parcial deoxigênio. Então podemos dizer que.
  16. 16. PT (760 mmHg) = TO2 (1/5 de 760 = 150) + TN2 (4/5de 760 = 593)PT = 150 + 593 = 743 mmHgResumindo: A tensão parcial de O2 ao nível do mar é152 mmHg e a tensão parcial do N2 ao mesmo nível éde 608 mmHg.
  17. 17. O balanceamento de equações químicas consisteem igualar o número de elementos do produto comos 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 + H2OH2CO3 + Al(OH)3 → Al2(CO3)3 + H2O3 1 1 33 2 1 6
  19. 19. Do latim, Mol indica amontoamento de pedras, queestão no mar. Já na química a palavra Mol indica oamontoamento de partículas, como por exemplo,átomos, elétrons, moléculas entre outras. Se tratandodesse amontoado, podemos dizer que ele sempre iráconter 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 demassas (representada pela letra A) do isótopos de umdeterminado elemento químico, ponderada pelaocorrência de cada isótopo. Número de massa (A) é asoma de prótons e neutrons do núcleo de um átomo,medida em unidade de massa atómica, representadopor u.m.a. (unidade de massa atômica) ousimplesmente u.
  22. 22. Exemplo: Massa atômica do cloro (Cl):
  23. 23. Conforme vimos, levando em consideração a ocorrênciana natureza, sabe-se que a massa atômica do elementoCloro é de 35,45 u.Pela definição de "u" (unidade de massa atômica)corresponde a 1/12 da massa do Carbono-12. Como amassa atômica é expressa em "u", ela indica quantasvezes a massa de um átomo é maior que 1/12 da massade Carbono-12.
  24. 24. Massa molecular é a massa da molécula dessasubstância expressa em u. Indica quantas vezes amassa da molécula dessa substância é maior que amassa de 1/12 do átomo de 12C.A massa molecular de uma substância énumericamente igual à soma das massas atômicas detodos os átomos da molécula dessa substância.
  25. 25. Exemplo:massa molecular do Cl2m.m. = 35,45 x 2 =m.m. = 70,9 u
  26. 26. Massa molar é a massa de substância que contém6,02.1023 entidades representadas pela fórmuladessa substância. É comumente expressa em g/molou 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/mol1.S =1.32g/mol = 32 g/mol4.O = 4.16g/mol = 64 g/molH2SO4massa molar H2SO4 = 98 g/mol+
  28. 28. Conceito: Estequiometria é o cálculo daquantidade 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 apartir de 2,54 g de cobre metálico. Dados: Cu =63,5 e O = 16 g/mol.1º) Vamos escrever a reação química:Cu + O2 → CuO2º) A equação está desbalanceada, acertemos oscoeficientes: 2Cu + 1O2 → 2CuO3º) E agora? Como calcular a massa de óxidocúprico? É fácil, é só fazer a regra de três daspartes envolvidas.
  30. 30. 2 Cu + 1O2 → 2CuOMol 2.63,5 2.79,5127 159Massa 2,54 x127.x = 159.2,54 → 127.x = 403,86A massa de óxido cúprico a partir de 2,54 g decobre metálico é = 3,18 g

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