Aula 11 Química Geral

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  • 1. 05/05/2012 Universidade Federal da Paraíba Centro de Ciências Exatas e da Natureza Número Atômico (Z) Departamento de Química Número de prótons de um átomo. Disciplina: Química Geral Massa Atômica  A massa do átomo mais pesado conhecido é da ordem de 4 x 10-22g.Número Atômico, Massa Atômica, Ao invés de grama usa-se a unidade de massa atômica (u)Mol, Número de Avogrado,Fórmula Uma u é igual a 1,66054 x 10-24 g. empírica, molecular ... Próton = 1,0073 u Curso: QGFQI Nêutron =1,0087 u Professora: Liliana Lira Pontes Elétron= 5,486 x 10 -4 u Semestre 2012.1 Massa Atômica Massa atômica médiaEx: Átomo de 1H tem massa 1,6735x10-24 g e o átomo de 16O Elementos encontrados na natureza como mistura de isótopos.tem massa 2,6560 x 10-23g. Massa atômica média = massa dos isótopos e suas abundâncias relativas. 1 u = 1,66054 x 10-24 g e 1g = 6,02214 x 1023 u 1H EX: O carbono, encontrado na natureza, é composto de =1,6735x10-24 X 6,02214 x 1023 = 1,0078 u 98,93% de 12C e 1,07% de 13C. As massas desses núcleos 12 16O = 2,6560 x 10-23 X 6,02214 x 1023 = 15,9949u u e 13,00335 u, respectivamente. MOL Massa Atômica Média É A UNIDADE UTILIZADA PELOS QUÍMICOS, RELACIONADA(0,9893) (12u) + (0,0107) (13,00335u) = COM UM Nº GRANDE DE ÁTOMOS, ÍONS, MOLÉCULAS 12,01u para o Carbono O mol : origem da palavra latina mols A massa atômica média é também chamada de Peso Atômico. GRANDE PORÇÃO COMPACTA 1
  • 2. 05/05/2012MOLUm mol é análogo de “dúzia”. A massa de 1 mol de átomos de C12 é 12 g.Uma “dúzia” pode ser definida como um número de latas derefrigerante em uma embalagem de 12. A massa de 1 átomo de C12 foi determinada pela espectrometria de massa como 1,99265 x 10-23 g.1 Mol = Quantidade de 12 g Número de átomos do C12 =matéria/número de átomos que 1,99265 x 10-23 gexiste em exatamente 12 g do = 6,0221 x 1023 átomosisótopo-12 do carbono Como o mol dá o número de átomos em uma amostra, segue que 1 mol de átomos de qualquer elemento é 6,0221 x 1023 átomos do elemento. Então, 1 mol de quaisquer objetos representa 6,0221 x 1023 daqueles objetos.MOL  NÚMERO FIXO DE PARTÍCULAS LORENZO ROMANO AMEDEO CARLO AVOGADRO (1776-1856) 6,02 x 1023 1 mol de moléculas de H2O  6,02 x 1023 moléculas de H2O 1 mol de átomos de Cl  6,02 x 1023 átomos de Cl NA = Número de Avogadro = 6,02 x 10 23 1 mol de íons de Na+  6,02 x 1023 íons de Na+ Constante de Avogadro Número de objetos por mol Converter o número de átomo a mols NA = Número de Avogadro = 6,02 x 10 23 EXEMPLO (1): Sabe-se que uma amostra de vitamina C contém 1,29 x 1024 átomos de hidrogênio (bem como outras Constante de Avogadro espécies de átomos). Quantos mols de hidrogênio a amostra contém? Usada na conversão entre a quantidade química (número de mols) e o número de átomos,íons ou molécula N = nN A Número de objetos Número de Quantidade de por mol/número de objetos substância em Avogrado mol/Número de Resposta: 2,14 mols mols 2
  • 3. 05/05/2012EXEMPLO (2): A população aproximada da terra é 5,7 bilhões de pessoas.(a) Quantos mols de pessoas habitam a terra? UM MOL DE QUALQUER ELEMENTO TEM(b) Se todas as pessoas fossem debulhadores de vagens e MASSA EM GRAMAS IGUAL À MASSA contadores das ervilhas, quanto tempo (em anos) levaria a ATÔMICA DO ELEMENTO população inteira da terra para contar 1 mol de ervilhas à velocidade de uma ervilha por segundo, trabalhando 24 horas por dia, 365 dias por ano? Respostas: (a) 9,5 x 10-15 e (b) 3,4 x 106 anos 1 mol de átomos dos elementos: 1 mol de moléculas de compostos C, S, Cu, Pb e Hg moleculares 1 mol de Fórmulas Unitárias de Massa Molar compostos iônicos A massa molar de um elemento é a massa por mol de seus átomos; a massa molar de um composto molecular é a massa por mol de suas moléculas; a massa molar de um composto iônico é a massa por mol de suas fórmulas unitárias. A unidade de massa molar em todos os casos é grama por mol (g. mol-1) O  MM = 16 g.mol-1 H2SO4  MM = 2 x 1 + 32 + 4 x 16 = 98 g.mol-1 Na2SO4  MM = 2 x 23 + 32 + 4 x 16 = 142 g. mol-1 3
  • 4. 05/05/2012 Conhecendo a massa da amostra (m) EXEMPLO (3): Em uma amostra típica de magnésio, 78,99% é magnésio-24 (3,983 x 10-23 g), 10,00% é magnésio-25 n = m/MM (4,149 x 10-23 g) e 11,01% é magnésio-26 (4,315 x 10-23 g). Calcule a massa molar de uma amostra típica de no de mols Massa molar magnésio, dadas as suas massas atômicas (em Massa por mol de um átomo parêntese). Elemento = m (massa de um átomo) x NA (constante de avogrado) Resposta: 24,31 g. mol-1 Como calcular a massa a partir do número de mols?EXEMPLO (4): Em um dia, 5,4 kg de alumínio foram coletados de um lixo reciclável. Quantos mols de átomos de Al o EXEMPLO (5 ): Suponha que estamos preparando uma lixo continha, dado que a massa molar do Al é 26,98 g. solução de permanganato de potássio, KMnO4, e são mol-1? necessários 0,10 mol de composto. Sabendo que a massa molar do permanganato de potássio é 158,04 g. mol -1, calcule a massa do KMnO4 Resposta: 200 mols de Al Resposta: 16g Composição Percentual de Massa EXEMPLO (6 ): Qual a massa de sulfato de hidrogênio sódico anidro você A composição percentual ou porcentagem ponderal ou deveria pesar para obter cerca de 0,20 mol de NaHSO4? porcentagem em massa de um elemento é a massa do elemento expressa como uma porcentagem da massa total. massa do elemento % composição = x 100 massa total da amostra Para saber a composição percentual de uma determinada amostra é necessário calcular a % para cada elemento. Resposta: 24g 4
  • 5. 05/05/2012EXEMPLO (7 ): Qual é a composição percentual da massa da EXEMPLO (8 ): Por séculos, os aborígenes australianos usaram folhas de testosterona, C19H28O2, um hormônio sexual masculino? eucaliptos para dores de garganta e outras dores. O ingrediente ativo primário foi identificado com o nome de eucaliptol. A análise de uma amostra de eucaliptol de massa total de 3,16g deu sua composição como 2,46g de carbono, 0,373g de hidrogênio e 0,329g de Oxigênio. Determine as porcentagens em massa de carbono, hidrogênio e oxigênio no eucaliptol. %C = 79,17% %C = 77,8% %H = 9,72% %H = 11,8% %O = 11,11% %O = 10,4% Determinação da Fórmula EmpíricaA fórmula empírica (ou fórmula mínima) expressa a proporção mais simples de números inteiros entre os A fórmula empírica de um composto é determinada a partir da átomos de cada elementos de um composto. composição percentual de massa e da massa molar dosEX: A fórmula molecular é = número de elementos presentes.átomos real de cada elemento na molécula... C6H12O6 A fórmula empírica da Glicose é CH2O,átomos de carbono, hidrogênio e oxigênioestão presentes na razão 1:2:1EXEMPLO (9): vamos supor que um laboratório analisou a Resolução; vitamina C e relatou que a amostra tinha 40,9% de carbono, a) Calcule o número de mols para cada elemento presente na 4,58% de hidrogênio e 54,5% de oxigênio. Calcule a fórmula amostra; b) Fórmula empírica deve ser expressa em números inteiros, assim empírica para a vitamina C. divida cada número de mols pelo menor valor encontrado para o número de mols. c) Se ainda não encontrar números inteiros deve-se multiplicar cada valor encontrado por um número (tentativa e erro) para que se encontre um valor mais próximo de um número inteiro que possa ser arredondado). Resposta: C3H4O3 5
  • 6. 05/05/2012 Fórmula Empírica a partir de uma Determinação da Fórmula Molecular Análise Indireta Para compostos iônicos, a fórmula empírica é a fórmulaUma amostra de 0,5434 g de um líquido formado apenas por unitária geralmente aceita. C, H e O foi queimada com oxigênio puro, e foram obtidos 1,039 g de CO2 e 0,6369 g de H2O. Qual é a fórmula empírica do composto? Para compostos moleculares, os químicos preferem fórmulas moleculares, porque dão o número real de átomos C2H6O de cada tipo presente na molécula. Determinação da Fórmula Molecular Determinação da Fórmula Molecular Por exemplo: Em algumas situações, a fórmula empírica e a fórmula Fórmula empírica C 3 H 4 O3 molecular são as mesmas. Massa molar pode ser obtida (conhecida) Ex: NH3; H2O. Fórmula molecular Determina-se a fórmula C 6 H 8 O6 molecular Massa molar da vitamina C = 176.12 g. mol-1 Em geral, os subscritos de uma fórmula molecular são Massa molar da fórmula empírica= 88,06 g. mol-1 múltiplos inteiros daqueles que aparecem na fórmula Número para multiplicar = 2 empírica.EXEMPLO (10 ): Um certo produto químico que causa severos danos à pele é composto de 44,2% de C, 43,5% de Cl, 9,82% de O, e 2,48% de H. Sabe-se que este composto tem massa molar 326 g.mol-1. Qual é a sua fórmula empírica e FÓRMULAS QUÍMICAS/REAÇÃO QUÍMICA E sua fórmula molecular? RELAÇÕES ESTEQUIOMÉTRICAS C6H4Cl2O C12H8Cl4O2 6
  • 7. 05/05/2012 Reação Química Lei da Conservação das Massas Antoine Lavoisier (1743 – 1794 ) 1774 Transformação de uma ou várias substâncias em relação a seu estado Lei da conservação das massas inicial, dando origem a compostos Estabelece diferentes, que apresentam outras Nenhuma quantidade de massa é criada ou características no estado final. destruída em uma reação química mreagentes = mprodutos Lei da Conservação das Massas Lei das Proporções Constantes 1797 C + O2 CO2 Químico Francês Louis Proust + 12 g 32 g 44 g A Lei de Proust diz que toda substancia apresenta uma 44 g = 44 g proporção constante, em massa, na sua composição e a proporção na qual as substâncias reagem e se formam é CONSTANTELei das Proporções Constantes hidrogênio + oxigênio água Lei das Proporções Múltiplas 1ª experiência: 2g + 16 g 18 g 2ª experiência: 4g + 32 g 36 g massa de hidrogênio 2g 1g Dalton 1ª experiência: = = massa de oxigênio 16 g 8g massa de hidrogênio 4g 1g 2ª experiência: massa de oxigênio = 32 g = 8g “As diferentes massas de um elemento, que reagem com a Observação massa fixa de outro elemento para formar compostos distintos Para cada reação, a massa dos reagentes é igual à massa do Produto estão numa relação de números inteiros”. (Está de acordo com a Lei de Lavoisier) QUALQUER QUE SEJA O MÉTODO DE OBTENÇÃO DE UMA SUBSTÂNCIA, ELA É SEMPRE FORMADA PELOS ELEMENTOS QUÍMICOS COMBINADOS EM PROPORÇÃO CONSTANTE 7
  • 8. 05/05/2012 Lei das Proporções Múltiplas Comprovação da Lei Comprovação da Lei O nitrogênio se combina com o oxigênio, formando diferentesQuando dois elementos reagem formando substâncias diferentes, se a óxidos:massa de um dos dois permanecer constante, a massa do outro irávariar segundo valores múltiplos.1ª experiência: hidrogênio + oxigênio água 4g 32 g 36 g2ª experiência: hidrogênio + oxigênio 68 g 4g 64 g Verifica-se que, permanecendo constante a massa do 32 g 32 g : 32 1 nitrogênio, as massas do oxigênio, entre si, numa relação = = A proporção é de 1 : 2 64 g 64 g : 32 2 simples de números inteiros e pequenos, ou seja, 1:2:3:4:5. Componentes de uma Equação Química Reação Equações Química Ele. isolados C Químicas Representação Sub. simples O2 Química Equação Sub. compostas H2O Química CH4 + O2 CO2 + H2O Numérica índice coeficiente 2H2O Reagentes Produtos Simbólica (s)- sólido - aquecimento - formação (l)- liquido - luz de precipitado Informações adicionais: símbolos (g), (l), (s) e (aq) (g)- gasoso -formação de gás - reversível (v)- vapor (aq)- aquoso CH4 (g) + O2(g) CO2(g) + H2O(g) Sentido Tipos de reações químicas Reversível Irreversível Reações de Síntese Se da simultaneamente nos Que ocorre em único sentido. dois sentidos. Duas ou mais substância originam somente uma como produto. CaO + CO2  CaCO3 NaCl + AgNO3  AgCl + NaNO3 Desenvolvimento de calor A + B => AB Endotérmica H2 + S => H2S Exotérmica Acontece com liberação de calor reação só ocorre com absorção de calor “libera calor” “recebe ou consume calor” C + O2 => CO2 8
  • 9. 05/05/2012Reações de análise ou decomposição Reações de deslocamento ou simples troca: Substância simples desloca um elemento de uma substância composta, Formam-se duas ou mais substâncias a partir originando outra substância simples e outra composta.de uma outra única. AB + C => CB + A AB => A + B Quando a substância simples (C) é um metal, ela deverá ser mais reativa que A, para poder deslocá-lo. NaCl => Na + ½ Cl2 Reatividade aumenta Cs Li Rb K Ba Sr Ca Na Mg Be Al Mn Zn Cr Fe Co Ni Sn Pb H Sb As Bi Cu Ag Hg Pt Au CaCO3 => CaO + CO2 Um metal que vem antes desloca um que vem depois. 2 Na + FeCl2 => 2 NaCl + Fe Reações de substituição ou dupla trocaQuando a substância simples é um não metal, a reação ocorre se o nãometal (C) for mais reativo (eletronegativo) que o não metal B. Duas substância compostas são formadas a partir de outras duas. Substituem-se mutuamente cátions e ânions. Reatividade ou eletronegatividade aumenta AB + CD => AD + CB As reações de neutralização são exemplos característicos de rações de dupla troca. F O N Cl Br I S C P HCl + KOH => KCl + H2O AB + C => CB + A Para a ocorrência das reações de dupla troca, deve ocorrer uma das condições: → forma-se pelo menos um produto insolúvel → forma-se pelo menos um produto menos ionizado (mais fraco) → forma-se pelo menos um produto menos volátil. Balanceamento de Equações Químicas Balanceamento de Equações Químicas1. Verificar se o número de átomos de um elemento é o mesmo em ambos os lados da equação, ou seja, se ela está balanceada. 1. Para ajustar uma equação química usamos apenas os2. Para balancear temos que colocar o coeficiente estequiométrico coeficientes antes dos símbolos 2. Não se troca os subíndices;3. Coeficiente = 1 não é necessário escrever 3. Os coeficientes usados no balanceamento de uma equação química devem ser sempre os menores H2O 2 átomos de hidrogênio e 1 de oxigênio números inteiros possíveis 4. Método das tentativas 2H2O 4 átomos de hidrogênio e 2 de oxigênio 9
  • 10. 05/05/2012 Método Por Tentativa CaO + P2O5 Ca3 (PO4)21. Começar com o elemento que aparecer apenas uma vez no lado dos reagentes e no lado dos produtos; Os elementos que estão entre parênteses são C 2 H 6 O + O2 CO2 + H2O multiplicados por 2 3CaO + P2O5 Ca3 (PO4)2 C 2 H 6 O + O2 2CO2 + 3H2O Equação balanceada ! C2H6O + 3O2 2CO2 + 3H2OInterpretação importante de umaequação química: Exercício 2Na(s) + 2 H2O(l) 2NaOH(aq) + H2(g) Faça o balanceamento das equações: Quando quaisquer 2 átomos de sódio reagem com 2 moléculas de água, eles produzem 2 fórmulas unitárias de NaOH e 1 molécula de hidrogênio Quando usarmos o número de Avogrado (quantidade de átomos) 6,0221 x 10 23 Quando quaisquer 2 mols átomos de sódio reagem com 2 mols moléculas de água, eles produzem 2 mols fórmulas unitárias de NaOH e 1 mols molécula de hidrogênio. 10