Universidade Federal do Acre Coordenação de Ciências Agrárias PET-Agronomia

Transcrição

1 Universidade Federal do Acre Coordenação de Ciências Agrárias PET-Agronomia Renato Bolsistas: Renato Renato(7ºPeríodo-Florestal) Tutor: Prof. Dr. José Ribamar Rio Branco, Acre 2006

2 1 As leis ponderais Origem Teoria atômica clássica de Dalton 1803;... átomos são indivisíveis. Divide-se em: Lei de Dalton; Lei de Richter; Lei de Lavoisier; Lei de Prost; Lei de volumétricas de Gay Lussac e outros.

3 1 As leis ponderais Lei de Lavoisier ou Lei de Conservação das Massas Os Elementos de Química, publicado em 1789; A massa total dos reagentes é igual à massa total dos produtos; Na natureza nada se cria, nada se perde, tudo se transforma. Ex: A + B AB 2 g 10 g? Pela Lei de Lavoisier = 12 g.

4 1 As leis ponderais Lei de Proust ou Lei das Proporções Fixas As massas dos reagentes e produtos são, entre si, diretamente proporcionais; Substâncias Pura Mesma Composição Química; Substâncias Composição Fixa Fórmula Química.

5 1 As leis ponderais Leis Volumétricas de Gay Lussac (1808)...conhecido por formular a lei dos gases;...nem sempre o volume total dos reagentes é igual ao volume total dos produtos;...reação contração de volume; Os volumes dos reagentes e dos produtos de uma reação envolvendo substâncias gasosas CNTP, obedecem a uma proporção constante.

6 1 As leis ponderais Exemplo 1 : Nos carros movidos a hidrogênio, a combustão ocorre nas seguintes proporções: hidrogênio + oxigênio água 2 g 16 g? Pela Lei de Lavoisier Massa (água) = = 18 g. Qual massa de água seria produzida na queima de 40 kg de hidrogênio? hidrogênio água 2 g 18 g g x g x = g ou x= 360 kg de água

7 1 As leis ponderais Exemplo 1 : Calcular a massa do oxigênio consumido na reação a seguir? hidrogênio + oxigênio água 40 kg y 360 kg Aplicando a Lei de Lavoisier: M. Reagente = M. Produto 40 + y = 360 y = y = 320 kg Assim, a combustão irá consumir 320 kg de gás oxigênio.

8 1 As leis ponderais Exemplo 2 : Determine a composição percentual do dicromato de potássio (K 2 Cr 2 O 7 ). Resolução: Calcula-se: a massa molar do K 2 Cr 2 O 7? Dados: (K = 39; Cr = 52; O = 16); K 2 Cr 2 O = = = MM = 294 u.m.a mol = 294 g Massa Molar = 294 g/mol

9 1 As leis ponderais Exemplo 2 : Cont: K 2 Cr 2 O 7 2 K + 2 Cr + 7 O 294 g 78 g 104 g 112 g 100 g x % y % z % Pela Lei de Proust temos: = = = x y z x = 100 x x = 26,5 % K, y = 35,4 % Cr e z = 38,1% O

10 2 Fórmulas Químicas Classificação: Fórmula porcentual (Composição Centesimal) Porcentagem em massa de cada elemento que forma uma substância. Ex: H 11,11 % O 88,89 % Fórmula mínima Menor proporção em n os inteiros de átomos (mol) dos elementos que formam uma substância. Ex: CH 2 O

11 2 Fórmulas Químicas Fórmula molecular Quantidade de átomos de cada elemento que forma a molécula de uma substância. Ex: H 8 C 4 O 2

12 2 Fórmulas Químicas Exemplo 1 : Verifica-se que 4 g de H 2 reagem com gás O 2, produzindo 36 g de água. Qual a composição porcentual da água? Hidrogênio + oxigênio água 4 g z g 36 g x % y % 100 g Pela lei de Lavoisier: 4 + z = 36 z = 32 g Pela lei de Proust: 4 36 x = 32 y = x = 11,11 % H 100 y = 88,89 % O 2 Fórmula percentual é: H 11,11 % O 88,89 %

13 2 Fórmulas Químicas Exemplo 2 : Qual a fórmula molecular de um composto que apresenta fórmula porcentual H 9,09% C 54,54% O 36,36% e massa molecular 88 u? 9,09 g Hidrogênio = 1 g/mol Carbono 54,54 g = 12 g/mol Oxigênio Dividimos por 2,27: Hidrogênio Carbono Oxigênio 36,36 g 16 g/mol 9,09 2,27 4,55 2,27 2,27 2,27 = 4 = 2 = 1 = 9,09 mols 4,55 mols 2,27 mols Fórmula mínima (fm) H 4 C 2 O 1

14 2 Fórmulas Químicas Assim: Fórmula Molecular = (fórmula mínima) x n FM = (fm)n fm = H 4 C 2 O 1 MM = 1 x x x 1 = 44 FM =? MM (FM) = 88 MM (FM) 88 Como: n = = = 2 MM (fm) 44 n = 2 Fórmula Molecular: FM = (fm) n FM = (H 4 C 2 O) 2 = H 8 C 4 O 2

15 3 Estequiometria Conceito: Cálculo Estequiométrico Relação Quantitativa 1 Espécie Química 2 ou + Espécies Químicas Transformação Química

16 3.1 Cálculo Estequiométrico Como podem ser feitos os Cálculos? Estabelecidas as proporções é possível fazer inúmeros cálculos através de simples Regra de Três. Para Elementos: 1 Atg M.A.(g); 6, átomos. Para Substâncias: 1mol M.M.(g); 6, moléculas; 22,4 L (Gás, CNTP).

17 3.2 Regras para resolver problemas envolvendo cálculo estequiométrico I - Escrever a equação química; II - Balancear a equação; III - Escrever a relação em mols dos reagentes e produtos; IV - Substituir o mol por M.M(g), 6,02 x moléculas (átomo) ou 22,4 L (CNTP), quando for o caso, isto em função do que é Dado e pedido para Calcular ; V - Colocar os dados do problema cálculo.

18 3.3 Exercícios Resolvidos Exemplo 1 : De acordo com a equação Fe + O 2 Fe 2 O 3, calcule: a) O nº de mols de moléculas de O 2 necessário para reagir com 5 mols de átomos de ferro; I II III Fe + O 2 Fe 2 O 3 4 Fe + 3 O 2 2 Fe 2 O 3 4 mols 3 mols 2 mols Assim, temos: IV 4 Fe 3 O 2 4 mols 3 mols V 5 mols x mols x = 3,75 mols Assim, é necessário 3,75 mols de moléculas de O 2.

19 3.3 Exercícios Resolvidos Exemplo 1 : Cont: b) O nº de moléculas de Fe 2 O 3 que se forma a partir de 3, moléculas de O 2. 4 Fe + 3 O 2 2 Fe 2 O 3 IV V 3 O 2 2 Fe 2 O 3 3 6, , , y moléculas 2 3 6, , = 6,02 10 y 23 = y = 2,0 x moléculas Formam-se 2,0 x moléculas de Fe 2 O 3.

20 3.3 Exercícios Resolvidos Exemplo 2 : Calcular a massa de CaO e o volume de CO 2 nas CNTP produzida pela decomposição térmica de 300 g de carbonato de cálcio, de acordo com o processo: CaCO 3 CaO + CO 2. Dado: 300 g CaCO 3 ; Calcular: g CaO; L CO 2? I CaCO 3 CaO + CO 2 II III IV V 1 CaCO 3 1 CaO + 1 CO 2 1 mol 1 mol 1 mol CaCO 3 CaO 100 g 56 g 300 g x g IV V CaCO 3 CO g 22,4 L 300 g y L y = 67,2 L CO 2 x = 168 g CaO

21 3.3 Exercícios Resolvidos Exemplo 3 : Qual o número de moléculas de CO 2 e a massa obtida de NaCl a partir de 10,6 kg de Na 2 CO 3, conforme a reação: Na 2 CO 3 + HCl NaCl + CO 2 + H 2 O Dado: 10,6 kg Na 2 CO 3 ; Calcular: moléculas CO 2 ; g NaCl? I Na 2 CO 3 + HCl NaCl + CO 2 + H 2 O II III Na 2 CO HCl 2 NaCl + CO 2 + H 2 O 1 mol 2 mols 2 mols 1 mol 1 mol IV V Na 2 CO 3 CO g 6, moléculas g x moléculas x = 6, moléculas de CO 2.

22 3.3 Exercícios Resolvidos Cont: Exemplo 3 : Dado: 10,6 kg Na 2 CO 3 ; Na 2 CO HCl Calcular: g NaCl? 2 NaCl + CO 2 + H 2 O IV V Na 2 CO 3 2 NaCl 100 g 2 58,5 g g y g y = g NaCl ou y = 12,402 kg NaCl

23 3.3 Exercícios Resolvidos Exemplo 4 : Calcular o volume de H 2, a 27º C e 2 atm, que se obtém na reação entre 8 g de Ca e quantidade suficiente de H 2 O. Dada a equação: Ca + H 2 O Ca(OH) 2 + H 2 Dado: 8 g Ca; 2 atm, 27 C; Calcular: L H 2? I II III Ca + H 2 O Ca(OH) 2 + H 2 Ca + 2 H 2 O Ca(OH) 2 + H 2 1 mol 2 mols 1 mol 1 mol IV Ca H 2 V 40 g 1 mol 8 g x mol x = 0,2 mol Assim, obtém-se 0,2 mol de Hidrogênio.

24 3.3 Exercícios Resolvidos Exemplo 4 : Dado: 8 g Ca; 2 atm, 27 C; Calcular: L H 2? Calculando o volume pela Equação de Clapeyron, temos: PV = nrt V = nrt 0,2 0, = V = 2,46 L P 2 Portanto, obtém se 2,46 L de Hidrogênio Outra forma de calcular o volume: P 1 V 1 = T 1 P 2 V 2 T2 Ca H 2 40 g 22,4 L 8 g y L 1 atm 4,48 L 273 K = y = 4,48 L (CNTP) 2 atm V K = V 2 = 2,46 L H 2

25 4 Pureza Grau de Pureza É o quociente entre a massa da substância pura e a massa total da amostra. Porcentagem da Pureza É o porcentagem da massa da substância pura em relação a massa total da amostra. Impureza É a parte inerte da amostra, com relação ao processo químico realizado.

26 4 Pureza Exemplo: Qual a massa de CaCl 2 obtida pela reação de 500 g calcário calcítico (CaCO 3 ) com 90 % de pureza em presença de HCl em excesso? CaCO 3 + HCl CaCl 2 + H 2 O + CO 2 Dados: Ca = 40, C = 12, O = 16, Cl = 35,5 g/mol; Resolução: 500 g Calcário com Pureza = 90 % Quanto reage? 100 g Calcário 90 g CaCO g Calcário x g CaCO 3 x = 450 g CaCO 3

27 4 Pureza Cont: Dado: Ca = 40, C = 12, O = 16; Cl = 35,5 g/mol; 450 g CaCO 3 ; Calcular: g CaCl 2? Exemplo: I CaCO 3 + HCl CaCl 2 + H 2 O + CO 2 II III IV V CaCO HCl CaCl 2 + H 2 O + CO 2 1mol 2 mols 1mol 1mol 1mol CaCO 3 CaCl g 111 g 450 g y g y = 499,5 g CaCl 2

28 5 Rendimento de uma reação Numa reação química, os produtos são obtidos em quantidades menores que as previstas na teoria;...o rendimento de uma reação química nunca é 100 %.

29 5 Rendimento de uma reação A combustão de 42,5 g de um amoníaco (NH 3 ) tem um rendimento de 95 %. Calcule a massa, em gramas de H 2 O que se obtém nessa combustão. Dada a equação: NH 3 + O 2 N 2 + H 2 O. Dados: N = 14, H = 1, O = 16 g/mol; I NH 3 + O 2 N 2 + H 2 O Exemplo: II III IV V 4 NH O 2 2 N H 2 O 4 mols 3 mols 2 mols 6 mols 4 NH 3 6 H 2 O 4 17 g 6 18 g 42,5 g x g x = 67,5 g de H 2 O x = Massa de H 2 O num rendimento de 100 %.

30 5 Rendimento de uma reação Exemplo: Cont: Dado: 67,5 g de H 2 O (rendimento de 100 %). Calcular: g H 2 O com rendimento de 95 %? Assim, temos: Rendimento g H 2 O obtida 100 % 67,5 g 95 % y g y = 64,12 g de H 2 O

31 6 Considerações Finais Leis Ponderais; Fórmulas Químicas; Cálculo Estequiométrico;. Equação balanceada;. 1mol MM (g) 6,02 x moléculas 22,4 L.

32 Mas, buscai primeiro o Reino de Deus e a sua justiça, e todas estas coisas vos serão acrescentadas. Mateus: 6-33 Renato (7º Período-Florestal)