Exemplo: NaCl, C 12 H 22 O 11, COCl 2, HCL, H 2 SO 4.

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1 57 1.RELAÇÕES DE MASSA A química possibilitou a humanidade uma melhora substancial em sua qualidade de vida, pois a partir de seus princípios foram criados medicamentos, combustíveis, alimentos, tecidos, polímeros, etc. No entanto, para que a Química fosse economicamente viável, tivemos que aprender a manuseá-la e quantifica-la. A quantificação nos permitiu saber exatamente o quanto gastar de reagentes e o quando produzir. Muitas vezes é preciso determinar também o número de átomos ou de moléculas das substâncias que reagem ou são produzidas. Para isso, um primeiro passo é conhecer a massa dos átomos. atômicas dos elementos que vemos nas tabelas periódicas são médias ponderadas das massas dos seus respectivos isótopos. 1.3.Massa Molecular Se conhecermos as massas atômicas dos átomos constituintes de uma molécula, podemos calcular a massa dessa molécula. A massa molecular (às vezes chamada de peso molecular) é a soma das massas atômicas (em u) dos átomos da molécula. Por exemplo, a massa molecular da água (H 2 O) é: 2 x (massa atômica do H) + massa atômica do O 2 x (1,008 u) + 16,00 u = 18,02 u 1.1.Unidade de massa atômica (u) Em 1961, na Conferência da União Internacional de Química Pura e Aplicada (IUPAC), adotou-se como padrão de massas atômicas o isótopo 12 do elemento carbono (12C), ao qual se convencionou atribuir o valor exato de 12 unidades de massa atômica. Uma unidade de massa atômica (1 u) corresponde a 1/12 de massa de um átomo de isótopo 12 do carbono. Temos de multiplicar a massa atômica de cada elemento pelo número de átomos desse elemento presente na molécula e, depois, somar as contribuições de todos os elementos. Exemplo: Calcular a massa molecular: NaCl, C 12 H 22 O 11, COCl 2, HCL, H 2 SO Número de Avogadro Amedeo Avogadro foi o primeiro cientista a conceber a ideia de que uma amostra de um elemento, com massa em gramas igual à sua massa atômica, apresenta sempre o mesmo número de átomos. Esse número foi denominado Número de Avogadro e seu valor é aproximadamente igual a 6,02 x Exemplo: Em 342g de sacarose há 6,02 x desta substância. 1.5.Mol 1.2.Massa Atômica (MA) Massa atômica é o número que indica quantas vezes a massa de um átomo de um determinado elemento é mais pesada que 1u, ou seja, 1/12 do átomo de 12C. Exemplo: O oxigênio tem massa atômica de 16u, portanto é mais pesado 16 vezes em relação à 1/12 de um átomo de carbono-12. O mol é definido como a quantidade de matéria de um sistema que contém 6,02 x unidades elementares. Pela definição, qualquer quantidade de matéria que contenha 6,02 x entidades é 1 mol. Assim, pode-se ter 1 mol de átomos, de moléculas, de íons, de prótons, de elétrons etc. Observação: Os elementos químicos consistem em dois ou mais isótopos. Por isso, as massas

2 Massa Molar É a massa equivalente a 1 mol (6,02 x 1023 entidades) de determinada espécie química. Sua unidade é g/mol. Exemplo: A massa atômica do carbono é 12u, portanto a massa de 1 mol de C é 12g. Ou seja, a massa molar de C é 12g/mol. A massa molar nada mais é que a massa da substância por unidade de quantidade de matéria. Portanto:, onde n=nº de mols, m=massa da substância, M=massa molar. Resolvendo: EXERCÍCIOS: 1. A água pesada D2O, utilizada como moderador em reatores nucleares, apresenta na sua molécula um isótopo do hidrogênio, o deutério (D), que contém no seu núcleo 1 nêutron. A massa molecular da água pesada é: a) 17,0 b) 18,0 c) 19,0 d) 20,0 e) 21,0 2.Para a prevenção de cárie dentária recomendase a adição de fluoreto à água potável ou a fluoretação do sal de cozinha. Há necessidade de se acrescentar cerca de 1,8 x 10-3 g de fluoreto à dieta diária. Que quantidade de íons, em mol, há em 1,8 x 10-3 g de fluoreto? (Massa molar do íon fluoreto = 19g/mol) a) 1 x 10-2 b) 1 x 10-3 c) 1 x 10-4 d) 1 x 10-5 e) 1 x Admitindo-se que um diamante contenha apenas átomos de carbono e que cada quilate corresponda a 200mg, determine o número de quilates em um diamante que contenha 2,0 x 1022 átomos. a) 0,25 b) 0,5 c) 1,0 d) 1,5 e) 2 4. Para atrair machos para acasalamento, muitas espécies fêmeas de insetos secretam compostos químicos chamados feromônios. Aproximadamente 10-12g de tal composto de fórmula C19H38O devem estar presentes para que seja eficaz. Quantas moléculas isso representa? (Massas molares: C= 12g/mol; H= 1g/mol; O= 16g/mol) a) 2 x 109 moléculas b) 3 x 109 moléculas c) 1010 moléculas d) 4 x 109 moléculas e) 8 x 109 moléculas 5. Um químico possui uma amostra de cobre. Qual é a massa, em gramas, dessa amostra, sabendo-se que ela é constituída por 3,01 x 1023 átomos? (Massa atômica: Cu = 64) a) 0, g b)0, g c)1, g d)64,00g e)32,00g 6. Linus Pauling, Prêmio Nobel de Química e da Paz, faleceu aos 93 anos. Era um ferrenho defensor das propriedades terapêuticas da vitamina C. Ingeria diariamente cerca de 2, mol dessa vitamina. (Dose diária recomendada de vitamina C (C6H8O6) = 62mg.) Quantas vezes, aproximadamente, a dose ingerida por Pauling é maior que a recomendada? (Dados: H = 1, C = 12, O= 16) a) 10 b) 60 c) 1,0. 10² d) 1,0. 10³ e) 6, O gás fosgênio (COCl2), utilizado como arma química na Primeira Guerra Mundial, ao reagir com água produz dióxido de carbono e ácido clorídrico: COCl2 + H2O 2HCl + CO2 Qual seria a massa molar do gás fosgênio (COCl2)? a)103g/mol b)87g/mol c)99g/mol d)110g/mol e)18g/mol

3 59 8. Uma pastilha contendo 500mg de ácido ascórbico (vitamina C) foi dissolvida em um copo contendo 200mLde água. Dadas as massas molares C 12g.mol 1, H = 1g. mol 1 e O = 16g. mol 1 e a fórmula molecular da vitamina C, C6H8O6, a concentração da solução obtida é: a) 0,0042 mol L -1 b) 0,0142 mol L -1 c) 2,5 mol L -1 d) 0,5g L -1 e) 5,0g L Qual a massa, em gramas, de uma única molécula de açúcar comum (sacarose C12H22O11)? (MA: C= 12; O= 16; H=1) a)6,32x10-23 b)5,68x10-22 c)4,25x10-22 d)6,68x10-22 e)7,00x O mercúrio, na forma iônica, é tóxico porque inibe certas enzimas. Uma amostra de 25g de atum de uma grande remessa foi analisada e constatou-se que continha 2,1 x 10-7 mol de Hg+2. Considerando-se que os alimentos com conteúdo de mercúrio acima de 0,50 x 10-3 g por quilograma de alimento não podem ser comercializados, demonstre se a remessa de atum deve ou não ser confiscada. (MAHg= 200) 11. Um dos possíveis meios de se remover CO2 gasoso da atmosfera, diminuindo assim sua contribuição para o efeito estufa, envolve a fixação do gás por organismos microscópicos presentes em rios, lagos e, principalmente oceanos. Dados publicados em 2003 na revista Química Nova na Escola indicam que o reservatório da hidroelétrica de Promissão, SP, absorve 704 toneladas de CO2 por dia. Calcule a quantidade de CO2, expressa em mol/dia, absorvida pelo reservatório. 2. ESTUDO DOS GASES O conhecimento das propriedades dos gases é de grande importância uma vez que estão muito presentes em nosso cotidiano. A maioria dos gases são compostos moleculares, com exceção dos gases nobres, que são formados por átomos isolados. 1. Características gerais dos gases Os gases não têm forma nem volume próprios. Um gás tem a forma do recipiente onde está contido e ocupa todo o espaço limitado pelas paredes do recipiente. As partículas constituintes de um gás encontram-se muito afastadas umas das outras e praticamente não ocorre interação entre elas. Isso explica por que os gases têm densidades baixas, podem ser facilmente comprimidos e se misturam com muita facilidade. Além disso, as partículas movimentam-se de maneira contínua e desordenada em todas as direções e sentidos. Chocam-se entre si e contra a parede do recipiente sem perder energia. 2. Variáveis de estado dos gases 2.1. Pressão Em um frasco fechado, a pressão exercida por um gás resulta dos choques entre as partículas desse gás contra as paredes internas do recipiente que o contém. Gabarito 1. d 2. c 3. e 4. a 5. e 6. b 7. c 8. b 9. b 10. 1,68 x 10-3g/Kg 11. 1,6 x 107 mol/dia

4 60 Em 1643, Torricelli determinou experimentalmente que a pressão exercida pela atmosfera ao nível do mar corresponde à pressão exercida por uma coluna de mercúrio de 760mm: 1atm = 760mmHg = Pa = 1,0bar 2.2. Volume O volume de uma amostra gasosa é igual ao volume interno do recipiente que a contém. As unidades de volume mais usadas são: 1L = 1dm3 = 1000cm3 = 1000mL = 0,001m Temperatura A temperatura de um gás está relacionada com o grau de agitação das suas moléculas. Existem várias escalas termométricas, entretanto no estudo dos gases usa-se a escala absoluta ou Kelvin (K). No Brasil as temperatur as são medidas na escala centesimal ou Celsius ( C), portanto devemos converter os valores de temperatura para Kelvin: Matematicamente podemos expressar essa lei da seguinte maneira: P. V = constante Podemos também dizer que: P1. V1 = P2. V Isobárica À pressão constante, o volume de uma massa fixa de um gás varia linearmente com a temperatura do gás, fato conhecido como Lei de Charles/Gay-Lussac. T K = T C Um aumento na temperatura acarreta um aumento do volume ocupado pelo gás. 3. Transformações gasosas 3.1. Isotérmica Mantendo-se a temperatura constante, a pressão e o volume de uma amostra de gás variam de modo inversamente proporcional, fato conhecido como Lei de Boyle.

5 61 4. Volume molar Matematicamente: V/T=constante ou V1/T1=V2/T Isocórica ou Isovolumétrica O volume constante, a pressão de uma massa fixa de gás é diretamente proporcional a temperatura absoluta do gás. É o volume ocupado por 1 mol de um gás a uma determinada pressão e temperatura. O volume molar foi determinado experimentalmente considerando as Condições Normais de Temperatura e Pressão (CNTP), ou seja, a pressão de 1 atm e temperatura de 273K, o que corresponde a 22,4L. 5. Lei de Avogadro Volumes iguais de gases quaisquer, nas mesmas condições de pressão e temperatura, contêm igual número de moléculas. 6.Equação de Clapeyron Um aumento na temperatira acarreta um aumento na pressão exercida pelo gás. Para uma massa constante de um mesmo gás, vale sempre a relação: P x V = constante T O valor da constante depende da quantidade do gás em mol. Para um mol de qualquer gás: P x V = R T O valor de R nas CNTP é 0,082 atm.l/k.mol. Dependendo das unidades empregadas para indicar as outras grandezas teremos valores diferentes de R, como por exemplo, 62,3mmHg.L/mol.K. Para um número de mol qualquer, temos: Matematicamente: P/T = constante ou P1/T1 =P2/T2 p x V = n x R x T Essa equação também é conhecida como equação geral dos gases ideais Equação geral dos gases A lei de Boyle e as leis de Charles e Gay- Lussac podem ser reunidas em uma única expressão conhecida como equação geral dos gases: 7. Densidade dos gases Densidade absoluta de um gás, em determinada pressão e temperatura, é o quociente entre a massa e o volume do gás. d = m V

6 62 No entanto podemos calcular a densidade com auxílio da equação de Clapeyron: P x V = m x R x T ; como d = PM M RT Temos: d = m = P x M d = PM V R x T RT Exercícios: 1. Um vendedor de balões de gás na Praia de Boa Viagem, em Recife, utiliza um cilindro de 60L de Hélio a 5 atm de pressão, para encher os balões. A temperatura do ar é 3ºC e o cilindro está em um local bem ventilado na sombra. No momento em que o vendedor não conseguir mais encher nenhum balão, qual o volume e a pressão do gás Hélio restante no cilindro? a) V = 0 L; P = 0 atm b) V = 22,4 L; P = 1 atm c) V = 60 L; P = 1 atm d) V = 10 L; P = 5 atm e) V = 60 L e P = 0 atm 2. Ao subir do fundo de um lago para a superfície, o volume de uma bolha triplica. Supondo que a temperatura da água no fundo do lago seja igual à temperatura na superfície, e considerando que a pressão exercida por uma coluna de água de 10 m de altura corresponde, praticamente, à pressão de uma atmosfera, podemos concluir que a profundidade do lago é, aproximadamente. a) 2 m. b) 5 m. c) 10 m. d) 20 m. e) 30 m. 3. Uma estudante está interessada em verificar as propriedades do hidrogênio gasoso a baixas temperaturas. Ela utilizou, inicialmente, um volume de 2,98 L de H2(g), à temperatura ambiente (25 C) e 1atm de pressão, e resfriou o gás, à pressão constante, a uma temperatura de 200 C. Que volume desse gás a estudante encontrou no final do experimento? a) 0,73 ml. b) 7,30 ml. c) 73,0 ml. d) 730 ml. e) 7300 ml. 4. Imediatamente acima da superfície da Terra localiza-se uma região da atmosfera conhecida como troposfera, na qual ocorrem as nuvens, os ventos e a chuva. A temperatura no seu topo é de 50oC e sua pressão é de 0,25 atm. Se um balão resistente a altas pressões, cheio com gás hélio até um volume de 10 litros, a 1,00 atm e 27oC for solto, qual o volume, em ml, deste balão quando chegar ao topo da troposfera? a) 40,0L b) 74,1L c) 36,3L d) 29,7L e) 52,5L 5. A pressão total do ar no interior de um pneu era de 2,30 atm quando a temperatura do pneu era de 27 C. Depois de ter rodado um certo tempo, mediu-se novamente sua pressão e verificou-se que esta era agora de 2,53 atm. Supondo a variação de volume do pneu desprezível, a nova temperatura será: a) 29,7 C. b) 57,0 C. c) 33,0 C. d) 330 C. e) n.d.a. 6. Um cilindro de gás industrial com capacidade para 100L, contém 44 Kg de gás propano a 27 C. Considerando que em uma semana seja consumido gás suficiente para que a pressão seja reduzida à metade e supondo que a temperatura permaneça constante, a pressão inicial no cilindro e número de mols de gás utilizado serão respectivamente: (Dado: C=12 g/mol, H=1 g/mol) a) 246 atm e 500 mols b) 246 atm e 22 mols c) 123 atm e 1000 mols d) 123 atm e 500 mols e) 123 atm e 44 mols 7. A massa de oxigênio necessária para encher um cilindro de capacidade igual a 25 litros, sob pressão de 10 atm e a 25 C é de: (Dados: massa molar do O2 = 32 g/mol; volume molar de gás a 1 atm e 25 C = 25 L/mol) a) 960 g. b) 320 g. c) 48 g. d) 32 g. e) 16 g. 8. Um tanque, contendo gás butano a 227 C com capacidade de 4,10 m3, sofre um vazamento ocasionado por defeito em uma das válvulas de segurança. Procedimentos posteriores confirmaram uma variação de pressão na ordem de 1,5 atm. Admitindo-se que a temperatura do tanque não variou, pode-se afirmar que a massa perdida de butano, em kg, foi: (Dados: C = 12 u; H = 1 u; R = 0,082 atm x L / mol x K.) a) 8,7 kg. b) 2,9 kg. c) 15,0 kg. d) 0,33 kg. e) 30,3 kg.

7 63 9. Considere um balão de aniversário contendo 2,3 L de ar seco. Aproximadamente 20% deste gás são constituídos por oxigênio (O2). Suponha que 1 mol de gás ocupa aproximadamente um volume de 23 L, a 25 C e sob a pressão de 1 atm. O número aproximado de moléculas de oxigênio presentes no balão será: a) 6, moléculas. b) 6, moléculas. c) 1, moléculas. d) 23 moléculas. e) 0,46 moléculas. 10. É possível fazer um vulcão, em miniatura, no laboratório, usando o dicromato de amônio (NH4)2Cr2O7. Este composto, ao ser aquecido, se decompõe vigorosamente, liberando, dentre outras substâncias, os gases N2 e H2O. Se utilizarmos 25,2 g de dicromato de amônio e se forem recolhidos os gases de reação num balão de 2,0 L a 27 C, a pressão total do gás, neste balão, em atmosferas, será igual a: (Dados: massas atômicas: H = 1 u; N = 14 u; O = 16 u; Cr = 52 u; R = 0,082 atm L K 1 mol 1) (NH4)2Cr2O7(s) N2(g) + 4 H2O(g) + Cr2O3(s) a) 0,11 b) 1,00 c) 1,11 d) 1,23 e) 12,3 11. Um frasco completamente vazio tem massa 820g e cheio de oxigênio tem massa 844g. A capacidade do frasco, sabendo-se que o oxigênio se encontra nas CNTP, é: Dados: massa molar do O2 = 32 g/mol; volume molar dos gases nas CNTP = 22,4 L. a) 16,8 L. b) 18,3 L. c) 33,6 L. d) 36,6 L. e) 54,1 L. 12. Considere o diagrama: Qual o nome das transformações gasosas verificadas quando passamos de I para II, de II para III e de III para I respectivamente: a) isobárica, isotérmica, isocórica b) isocórica, isobárica, isotérmica c) isobárica, isocórica, isotérmica d) isotérmica, isobárica, isocórica e) isotérmica, isocórica, isobárica 13. Em hospitais, o gás oxigênio (O2) é usado em algumas terapias do aparelho respiratório. Nesses casos, ele é armazenado em cilindros com volume de 60 L, a uma pressão de 150 atm. Considerando a temperatura constante, qual volume ocuparia o oxigênio contido em 1 cilindro, a uma pressão de 760 mm Hg? a)7000l b)8000l c)9000l d)10000l e)6000l 14. Uma garrafa de 1,5L, indeformável e seca, foi fechada com uma tampa plástica. A pressão ambiente era de 1,0 atm e a temperatura de 27 C. Em seguida, essa garrafa foi colocada ao sole, após certo tempo, a temperatura em seu interior subiu para 57 C e a tampa foi arremessada pelo efeito da pressão interna. Qual era a pressão no interior da garrafa no instante imediatamente anterior à expulsão da tampa? a)1,3atm b)1,5atm c)2,0atm d)1,1atm e)2,5atm 15. Um balão meteorológico foi preenchido com gás hidrogênio, H2, que está a 1,5 atm e 20 C e ocupa 8m3. Sabendo que, nessas condições de pressão e temperatura, o volume molar dos gses é 16L, determine: a quantidade em mols de hidrogênio dentro do balão. a)200mol b)300mol c)450mol d)500mol e)550mol 16. Um protótipo de carro movido a hidrogênio foi submetido a um teste em uma pista de provas. Sabe-se que o protótipo tem um tanque de combustível com capacidade igual a 164L e percorre 22 metros para cada mol de H2 consumido. No início do teste, a pressão no tanque era de 600 atm e a temperatura, igual a 300K. Sabendo que no final do teste a pressão no tanque era de 150 atm e a temperatura igual a 300K, calcule a distância, em km, percorrida pelo protótipo. a)60km b)62km c)63km d)64km e)66km 17. Um balão meteorológico de cor escura, no instante de seu lançamento, contém 100 mol de gás hélio (He). Após ascender a uma altitude de 15 km, a pressão do gás se reduziu a 100 mm Hg e a temperatura, devido à irradiação solar, aumentou para 77 C nestas condições, qual seria o volume do balão meteorológico: a)21700 b)20300l c)22000l d)21320l e)22500l

8 64 Gabarito 1. c 2. d 3. d 4. d 5. b 6. a 7. b 8. a 9. c 10. d 11. a 12. a 13. c 14. d 15. d 16. e 17.a as substâncias. Num processo nuclear os elementos são transformados em outros. Num processo físico nem os elementos e nem as substâncias são transformados. As substâncias que iniciam uma reação química são chamadas reagentes, enquanto que aquelas que são obtidas são chamadas produtos da reação. Diz-se então que os reagentes são transformados nos produtos. Uma equação química é a descrição global da reação química. Nela, constam as fórmulas das substâncias reagentes e dos produtos: Reagentes Produtos A esquerda da seta, que indica o sentido da transformação, estão os reagentes. Esse lado é chamado primeiro membro da equação. A direita estão os produtos, no chamado segundo membro da equação. Para escrever corretamente uma equação há dois pontos básicos: a) deve representar realmente um fato experimental, conhecido e bem analisado; b) deve obedecer à Lei de Lavoisier. Nas reações químicas, é importante se prever a quantidade de produtos que podem ser obtidos a partir de uma certa quantidade de reagentes consumidos. Os cálculos que possibilitam prever essa quantidade são chamados de cálculos estequiométricos. A palavra estequiometria vem do grego stoicheia (partes mais simples) e metreim (medida). Essas quantidades podem ser expressas de diversas maneiras: massa, volume, quantidade de matéria (mol), número de moléculas. Os cálculos estequiométricos baseiam-se nos coeficientes da equação. É importante saber que, numa equação balanceada, os coeficientes nos dão a proporção em mols dos participantes da reação. Em meados do século XVIII, cientistas conseguiram expressar matematicamente certas regularidades que ocorrem nas reações químicas, baseando-se em leis de combinações químicas que foram divididas em ponderais ( relacionam às massas dos participantes da reação). 4. Balanceamento de equações Químicas: 3.REAÇÕES QUÍMICAS: Uma reação química significa uma transformação de substâncias em outras. Os elementos químicos não são modificados, apenas Oxidação: Redução:

9 Método da Tentantiva Os coeficientes são obtidos por tentativas: Sugere-se a seguinte ordem de prioridade: 1º) Metais e ametais 2º) Hidrogênio 3º) Oxigênio 4.2 Método de Oxirredução 1º) Calcular o nox de todos os elementos. 2º) Identificar aqueles que sofrem variação de nox: Aumento do nox: oxidação. Diminuição do nox: redução. Agente oxidante: substância do átomo que sofre redução. Agente redutor: substância do átomo que sofre oxidação. 3º) Calcular a variação total do nos( ) dos elementos que sofrem variação de nox: =(variação do nox) (atomicidade) OBS: utilizar preferencialmente a atomicidade que irá fornecer o maior valor de. 4º) Tomar o da oxidação como coeficiente do agente oxidante e vice-versa. 5º) Terminar o balanceamento pelo método da tentativa. Vejamos na prática como aplicar esses passos, por meio do seguinte exemplo: Reação entre uma solução aquosa de permanganato de potássio e ácido clorídrico: KMnO 4 + HCl KCl + MnCl 2 + Cl 2 + H 2 O *1º passo: Determinar os números de oxidação: Esse passo é importante porque normalmente não conseguimos visualizar rapidamente quais são as espécies que sofrem oxidação e redução KMnO 4 + HCl KCl + MnCl 2 + Cl 2 + H 2 O *2º passo: Determinação da variação da oxidação e da redução: Observe que o manganês (Mn) sofre redução e o cloro (Cl) sofre oxidação. MnCl 2 = Nox = 5 Cl 2 = Nox = 2 No caso do cloro, podemos notar que o HCl originou 3 compostos (KCl, MnCl 2, e Cl 2 ), mas o que nos interessa é o Cl 2, pois é o seu Nox que sofreu variação. Cada cloro que forma Cl 2 perde 1 elétron; como são necessários 2 cloros para formar cada Cl 2, são perdidos então dois elétrons. 3º passo: Inversão dos valores de : Nesse passo, os valores de são trocados entre as espécies citadas, tornando-se os coeficientes delas: MnCl 2 = Nox = 5 5 será o coeficiente de Cl 2 Cl 2 = Nox = 2 2 será o coeficiente de MnCl 2 KMnO 4 + HCl KCl + 2 MnCl Cl 2 + H 2 O Nesse momento já é possível conhecer dois coeficientes da equação. Observação: normalmente, na maioria das reações, essa inversão de valores é efetuada no 1º membro. Mas, como regra geral, isso deve ser feito no membro que tiver maior número de átomos que sofrem oxirredução. Se esse critério não puder ser observado, invertemos os valores no membro que tiver maior número de espécies químicas. Foi isso o que foi realizado aqui, pois o 2º membro possui mais substâncias. 4º passo: Balanceamento por tentativa: KMnO 4 + HCl KCl + 2 MnCl Cl 2 + H 2 O Visto que no segundo membro há dois átomos de manganês, conforme mostrado pelo coeficiente, no primeiro também deverá haver. Portanto, temos:

10 66 2 KMnO 4 + HCl KCl + 2 MnCl Cl 2 + H 2 O Com isso, a quantidade de potássio (K) no 1º membro ficou de 2, que será o mesmo coeficiente para esse átomo no segundo membro: 2 KMnO 4 + HCl 2 KCl + 2 MnCl Cl 2 + H 2 O A quantidade de cloros (Cl) no 2º membro é de 16 no total, por isso o coeficiente do HCl do 1º membro será: 2 KMnO HCl 2 KCl + 2 MnCl Cl 2 + H 2 O O número de hidrogênios do 1º membro é 16, por isso o coeficiente da água (H 2 O) do 2º membro será igual a 8, pois a multiplicação do índice do hidrogênio (2) por 8 é igual a 16: 2 KMnO HCl 2 KCl + 2 MnCl Cl H 2 O Para conferir se a equação está corretamente balanceada podemos ver dois critérios: 1º) Verificar se a quantidade de cada átomo nos dois membros está igual: 2 KMnO HCl 2 KCl + 2 MnCl Cl H 2 O K =2 K =2 Mn = 2 Mn = 2 Cl = 16 Cl = 16 H = 16 H = 16 O = 8 O = 8 2º) Ver se o número total de elétrons perdidos é igual ao número total de elétrons recebidos: 5. Leis Ponderais 5.1. Lei da conservação da massa ou Lei de Lavoisier: Em um sistema, a massa total dos reagentes é igual à massa total dos produtos. Essa lei também pode ser enunciada pela famosa frase: "Na Natureza nada se cria e nada se perde, tudo se transforma". Exemplo: 5.2. Lei das proporções definidas ou Lei de Proust: Toda substância apresenta uma proporção constante em massa, na sua composição, e a proporção na qual as substâncias reagem e se formam é constante. Com a Lei de Proust podemos prever as quantidades das substâncias que participarão de uma reação química. A + B? AB 2g 5g 7g 4g 10g 14g 5.3. Lei ou hipótese de Avogadro: Volumes iguais de gases diferentes possuem o mesmo número de moléculas, desde que mantidos nas mesmas condições de temperatura e pressão. Para melhor entender a Lei de Gay-Lussac, o italiano Amedeo Avogadro introduziu o conceito de moléculas, explicando por que a relação dos volumes é dada por números inteiros. 6. TIPOS DE CÁLCULOS ESTEQUIOMÉTRICOS Os dados do problema podem vir expressos das mais diversas maneiras: quantidade de matéria (mol), massa, número de moléculas, volume, etc.em todos esses tipos de cálculo estequiométrico vamos nos basear nos coeficientes da equação que, como vimos, dão a proporção em mols dos componentes da reação. 1ª regra: Escreva corretamente a equação química mencionada no problema (caso ela não tenha sido fornecida); 2ª regra: As reações devem ser balanceadas corretamente (tentativa ou oxi-redução), lembrando que os coeficientes indicam as proporções em mols dos reagentes e produtos;

11 67 3ª regra: Caso o problema envolva pureza de reagentes, fazer a correção dos valores, trabalhando somente com a parte pura que efetivamente irá reagir; 4ª regra: Caso o problema envolva reagentes em excesso e isso percebemos quando são citados dados relativos a mais de um reagente devemos verificar qual deles está correto. O outro, que está em excesso, deve ser descartado para efeito de cálculos. 5ª regra: Relacione, por meio de uma regra de três, os dados e a pergunta do problema, escrevendo corretamente as informações em massa, volume, mols, moléculas, átomos, etc. Lembre-se de que não podemos esquecer a relação: 1 mol = (x) g = 2,4 L (CNTP) = 6,02. 10²³ 6ª regra: Se o problema citar o rendimento da reação, devemos proceder à correção dos valores obtidos. Quando são dadas as quantidades de dois reagentes é importante lembrar que as substâncias não reagem na proporção que queremos, mas na proporção que a equação nos obriga. Quando o problema dá as quantidades de dois participantes, provavelmente uma deles está em excesso, pois em caso contrário, bastaria dar a quantidade de um deles e a quantidade do outro seria calculada. Para fazer o cálculo estequiométrico, baseamo-nos no reagente que não está em excesso (denominado reagente limitante). Neste caso vamos seguir as etapas: 1. Considere um dos reagentes o limitante e determine o quanto de produto seria formado. 2. Repita o procedimento com o outro reagente. 3. A menor quantidade de produto encontrada corresponde ao reagente limitante e indica a quantidade de produto formada Cálculos envolvendo volume de substâncias gasosas: No caso de substâncias gasosas é possível ainda estabelecer relações entre volumes, tanto para reagentes como entre eles e os produtos da reação. O raciocínio é bastante simples e envolve a Lei de Avogadro : "O volume ocupado por um gás, sob pressão e temperatura constantes, é diretamente proporcional ao seu nº de moléculas. ( Ver estudo dos gases) Cálculos envolvendo rendimento da reação Nos exemplos anteriores consideramos que as reações são completas, isto é, as quantidades colocadas para reagir produzem, de acordo com a estequiometria, as quantidades máximas possíveis dos produtos. Por exemplo, quando 2 mols de H 2 reagem com 1 mol de O 2 encontra-se no final 2 mols de H 2 0. Considere agora a possibilidade de a quantidade do produto ser inferior à quantidade dada pela estequiometria. Ao se produzir menos do que o esperado diz-se que a reação não teve rendimento total, ou seja, 100%. Para saber o rendimento de uma reação deve-se raciocinar tanto sobre os produtos como sobre os reagentes. No primeiro caso o rendimento é dado por: r = quantidade real da substância x 100 quantidade teórica da substância Raciocine agora em relação aos reagentes. Suponha que a quantidade do produto seja fixada em um dado problema e que a reação tem um rendimento determinado. Como calcular as quantidades dos reagentes? Faça o seguinte: a) calcule a quantidade (ou quantidades) do reagente como se a reação tivesse rendimento total (100%); b) após o cálculo, divida o valor achado pelo rendimento, achando assim a massa do reagente que deve ser empregada na reação Cálculos envolvendo excesso (ou falta) de algum dos reagentes: De acordo com a lei de Proust, as substâncias reagem em proporções fixas e definidas. Por exemplo, 2 mols de H 2 reagem sempre com 1 mol de O 2 para formar 2 mols de H 2 O. Se colocarmos mais de 2 mols de H 2 em relação a 1 mol de O 2, a reação ocorre formando 2 mols de H 2 O e restará H 2 porque ele estava em excesso. Diz-se então que houve excesso de H 2 ou ainda que o O 2 é o reagente limitante, porque ele determinou quanto de H 2 foi capaz de reagir. É claro que o O 2 reagiu completamente. Exercícios: 1. Quantas moléculas existem em 88g de dióxido de carbono? (C=12; O=16 cte de Avogadro=6,02 x 1023) a)2,1x1024

12 68 b)1,5x1024 c)1,2x1024 d)1,2x1023 e)1,5x A equação química: 2 Mg(OH)2 + x HCl - MgCl2 + 4 H2O fica estequiometricamente correta se x for igual a: a) 1 b) 2 c) 3 d) 4 e) 5 3. A quantos gramas correspondem átomos de alumínio? a)100g b)130g c)110g d)0135g e)150g 4. De acordo com a Lei de Lavoisier,quando fizermos reagir completamente, em ambiente fechado, 1,12g de ferro com 0,64g de enxofre, a massa, em gramas, de sulfeto de ferro obtido será de: Dados:Fe=56u; S=32u a) 2,76 b) 2,24 c) 1,76 d) 1,28 e) 0,48 5. Qual é a massa correspondente a 5 mols de alumínio? (Al = 27) a)140g b)135g c)130g d)145g e)125g 6. (Enem)Na reação dada pela equação A + B C, a razão entre as massas de A e B é 0,4. Se 8g de A forem adicionados a 25g de B, após a reação, verificar-se-á: a) a formação de 20g de C, havendo excesso de 13g de B. b) um excesso de 5g de B e consumo total da massa de A colocada. c) o consumo total das massas de A e B colocadas. d) a formação de 18g de C, havendo excesso de 5g de A. e) um excesso de 4,8g de A e consumo total da massa de B colocada. 7. A soma dos menores coeficientes inteiros que balanceiam a equação: Cl2 + NH3 N2H4 + NH4Cl é: a) 4 b) 15 c) 21 d) 8 e) 6 8. (PUCCAMP) Num sapato de cromo, o couro é tratado com um banho de licor de cromo, preparado através da reação representada pela equação: Na2SO4 Depois de balanceada com os menores coeficientes inteiros possíveis, ela apresenta: x y a) 3, 2 b) 2, 3 c) 2, 2 d) 3, 3 e) 2, 1 9. A composição em volume do ar atmosférico é de 78% de nitrogênio, 21% de oxigênio e 1% de argônio. A massa em grama de argônio (Ar=40) em 224L de ar (CNTP) será: a)0,082 b)40 c)2,24 d)1 e)4 10. (Enem)Uma mistura contém 24 g de carbono e 8g de hidrogênio e se transforma completamente em metano. Qual é a composição centesimal do metano? a) 13% de C e 36% de H b) 6,5% de C e 3,5% de H c) 25% de C e 75% de H d) 75% de C e 25% de H e) 80% de C e 20% de H 11. Sabe-se que 6g de carbono reagem exatamente com 2g de hidrogênio. Se colocarmos 15g de carbono para reagir com 6 g de hidrogênio, qual a massa de metano a ser formada? a) 21 g b) 32 g c) 8 g d) 9 g e) 20g 12. As águas poluídas do Rio Tietê liberam, entre outros poluentes, o gás sulfídrico. Um dos maiores problemas causados por esse gás é o ataque corrosivo aos fios de cobre das instalações elétricas existentes junto a esse rio. O gás sulfídrico é mais denso do que o ar e, assim, concentra-se mais próximo do solo. Considerando a massa molar média do ar igual a 28,9, a densidade de H2S em reação ao ar, nas mesmas condições de temperatura e pressão, será aproximadamente; a)1,6 b)2,2 c)2,3 d)1,5 e)1,2 13. Considerando a reação N2 + 3H2 2NH3 Quantos litros de amônia são obtidos a

13 69 partir de 3L de nitrogênio. Considere todos os gases nas CNTP a)8l b)9l c)12l d)6l e)7l 14. Dada a equação química Na2CO3 + HCl NaCl + CO2 + H2O A massa de carbonato de sódio que reage completamente com 0,25 mol de HCl é: a)13,00g b)13,5g c)14,25g d)13,25g e)14,00g 15. Ao mergulharmos uma placa de prata metálica em uma solução de ácido nítrico ocorrerá a seguinte reação: Ag + HNO3 AgNO3 + NO + H2O Ajustando a equação química acima, pode-se calcular que a massa de água produzida, quando é consumido 1 mol de prata, é, em gramas: a)10 b)12 c)16 c)13 d)14 e) O ácido fosfórico, usado em refrigerantes do tipo cola e possível causador da osteoporose, pode ser formado a partir da equação: Ca3(PO4)2 + H2SO4 H3PO4 + CaSO4 Partindo-se de 62g de Ca3(PO4)2 e usando-se quantidade suficiente de H2SO4, qual, em gramas, a massa aproximada de H3PO4 obtida? a)39,2g b)46,6g c)22,3g d)29,3g e)34,5g 17. Carbonato de sódio reage com água de cal formando carbonato de cálcio, material pouco solúvel em água. Na reação de 106Kg de carbonato de sódio com excesso de água de cal a massa de carbonato de cálcio produzida é igual a: a)120kg b)90kb c)100kg d)110kg e)105kg 18. O efeito altamente tóxico do cianeto, ao ser ingerido por via oral, deve-se à sua reação com o ácido clorídrico, um veneno fatal em quantidades superiores a 0,062g. A massa mínima, em gramas, de cianeto de potássio capaz de produzir a quantidade de ácido cianídrico no valor citado acima é igual a: a)0,21 b)0,36 c)0,32 d)0,15 e)0, (Enem)Combustível e importante reagente na obtenção de amônia e compostos orgânicos saturados, o hidrogênio pode ser obtido pela reação: NaH(s) + H2O(l)- Quantos litros do gás, nas condições ambiente, podem ser obtidos pela hidrólise de 60,0g de hidreto de sódio? Dados: Volume molar, nas CNTP= 24,5L/mol Massa molar do NaH = 24g/mol a) 61,2 b) 49,0 c) 44,8 d) 36,8 e) 33,6 20. O CO2 produzido pela decomposição térmica de 320g de carbonato de cálcio teve seu volume medido a 27 C e 0,8atm. O valor, em litros, encontrado foi: (R = 0,082 atm.l.mol-1.k-1) a)100l b)96,46l c)92,23l d)94,56l e)98,88l 21. Numa estação espacial, emprega-se óxido de lítio para remover o CO2 no processo de renovação do ar de respiração, seguindo a equação Li2O + CO2 Li2CO3 Sabendo-se que são utilizadas unidades de absorção contendo 1,8Kg de Li2O, o volume máximo de CO2, medidos na CNTP, que cada uma delas pode absorver, é: a)1322l b)1330l c)1344l d)1320l e)1340l 22. O alumínio é obtido pela eletrólise da bauxita. Nessa eletrólise, ocorre a formação de oxigênio que reage com um dos eletrodos de carbono utilizados no processo. A equação não balanceada que representa o processo global é: Al2O3 + C -- quantos mols de CO2 e de Al, respectivamente, são produzidos esse processo? a) 3 e 2 b) 1 e 4 c) 2 e 3 e) 3 e 4 d) 2 e Num recipiente foram colocados 15,0g de ferro e 4,8g de oxigênio. Qual a massa de Fe2O3,

14 70 formada após um deles ter sido completamente consumido? (Fe = 56; O = 16) a) 19,8g b) 16,0g c) 9,6g d) 9,9g e) 10,2g 24. (Enem)A soma dos coeficientes da equação abaixo é igual a Br2 + KOH - a) 13 b) 20 c) 19 d) 15 e) (Enem) Duas das reações que ocorrem na produção do ferro são representadas por: 2C + O2 2CO Fe2O3 + 3CO 2Fe + 3CO2 O monóxido de carbono formado na primeira reação é consumido na segunda. Considerando apenas essas duas etapas do processo, calcule a massa aproximada, em Kg, de carvão consumido na produção de 1t de ferro (Fe = 56) a)318kg b)321kg c)319kg d)320kg e)317kg 26. Em 2,8Kg de óxido de cálcio, também conhecido com cal virgem, foi adicionada água, formando hidróxido de cálcio, usado para pintar uma parede. Após a sua aplicação, transformouse numa camada dura, pela reação química com gás carbônico existente no ar, formando carbonato de cálcio. A massa de sal obtida é, aproximadamente, igual a: a)5kg b)7kg c)8kg d)4kg e)6kg 27. (Enem) Na sequência de reações Na2O + H2O 2NaOH H3PO4 + 3NaOH Na3PO4 + 3H2O Se partirmos de 10 mols de Na2O, obteremos: a)9mols b)10mols c)11mols d)12mols e)8mols O sulfato de cálcio (CaSO4) é matéria-prima do giz e pode ser obtido pela reação entre soluções aquosas de cloreto de cálcio e de sulfato de sódio (conforme reação abaixo). Sabendo disso, calcule a massa de sulfato de cálcio obtida pela reação de 2 mols de cloreto de cálcio com excesso de sulfato de sódio, considerando-se que o rendimento da reação é igual a 75 %. CaCl2(aq) + Na2SO4(aq) CaSO4(s) + 2 NaCl(aq) a) 56 g. b) 136 g. c) 272 g. d) 204 g. e) 102 g. 28. A combustão do gás metano, CH4, dá como produtos CO2 e H2O, ambos na fase gasosa. Se 1L de metano for queimado na presença de 10L de O2, qual o volume final da mistura resultante? a)11l b)12l c)13l d)10l e)9l 29. Uma amostra de calcita, contendo 80% de carbonato de cálcio, sofre decomposição quando submetida a aquecimento, segundo a equação: CaCO3 CaO + CO2 Qual é a massa de óxido de cálcio obtida a partir da queima de 800g de calcita? a)359,3g b)356,5g c)358,4g d)360,2g e)361,8g 30. (Enem) Oitenta gramas de calcário (grau de pureza é de 90% em CaCO3) reagem com ácido sulfúrico segundo a equação química: CaCO3+ H2SO4 CaSO4+ H2O+ CO2 Qual o volume de gás carbônico formado nas CNTP, na reação acima? a) 16,3L b) 17,92L c) 1,61L d) 16,13L e) 2,4L 31. Deseja-se obter 180L de dióxido de carbono, medidos nas condições normais,pela calcinação de um calcário de 90% de pureza. Qual é a massa necessária de calcário? a)900,0g b)803,57g c)798,56g d)793,32g e)810,23g 32. (ACAFE) Calcule a massa de CaCO3 com 80% de pureza, necessária para produzir 1,2 L de CO2 nas CNTP, no processo: Dados: Ca = 40; C = 12; O = 16 CaCO3 CaO + CO2 a) 125g b) 80g c) 40g

15 71 d) 50g e) 62,5g 33. O gás hilariante (N2O) pode ser obtido pela decomposição térmica do nitrato de amônio. Se de 4,0g do sal obtivermos 2,0g do gás hilariante, podemos prever que a pureza do sal é da ordem de: a)90,9% b)87,3% c)80,6% d)78,9% e)101,3% 34. (Enem)Num processo de obtenção de ferro a partir da hematita (Fe2O3), considere a equação: Fe2O3 + C Fe + CO Utilizando-se 4,8t de minério e admitindo um rendimento de 80% da reação, a quantidade de ferro produzida será de: a)2,322t b)1,688t c)3,675t d)3,212t e)2,688t 35. (Enem)Em um tubo, 16,8g de bicarbonato de sódio são decompostos, pela ação do calor, em carbonato de sódio sólido, gás carbônico, em litros, obtidos nas CNTP, supondo o rendimento da reação igual a 90%, é igual a: a)2,00 b)2,1 c)2,02 d)2,3 e)2, ,70g de zinco metálico reagem com uma solução concentrada de hidróxido de sódio, produzindo 64,53g de zincato de sódio (Na2ZnO2). Qual é o rendimento dessa reação? a)88% b)92% c)86% d)90% e)95% 38.(Enem)Atualmente, sistemas de purificação de emissões poluidoras estão sendo exigidos por lei em um número cada vez maior de países. O controle das emissões de dióxido de enxofre gasoso, provenientes da queima de carvão que contém enxofre, pode ser feito pela reação desse gás com uma suspensão de hidróxido de cálcio em água, sendo formado um produto não poluidor do ar. A queima do enxofre e a reação do dióxido de enxofre com o hidróxido de cálcio, bem como as massas de algumas das substâncias envolvidas nessas reações, podem ser assim representadas: S (32g) + O2 (32g) SO2 (64g) SO2(64g) + Ca(OH)2(74g) produto não poluidor Dessa forma, para absorver todo o dióxido de enxofre produzido pela queima de uma tonelada de carvão (contendo 1% de enxofre), é suficiente a utilização de uma massa de hidróxido de cálcio de, aproximadamente: a) 23 kg. b) 43 kg. c) 64 kg. d) 74 kg. e) 138 kg 39. (Enem 2006) Para se obter 1,5 kg do dióxido de urânio puro, matéria-prima para a produção de combustível nuclear, é necessário extrair-se e tratar-se 1,0 tonelada de minério. Assim, o rendimento (dado em % em massa) do tratamento do minério até chegar ao dióxido de urânio puro é de a) 0,10 %. b) 0,15 %. c) 0,20 %. d) 1,5 %. e) 2,0% Gabarito: 1.c 2.d 3.d 4.c 5.b 6.b 7.d 8.a 9.e 10.d 11.e 12.e 13.d 14.d 15.b 16.a 17.c 18.d 19.a 20.b 21.c 22.e 23.b 24.e 25.b 26.a 27.b 28.d 29.a 30.c 31.d 32.b 33.e 34.a 35.e 36.c 37.d 38.a 39.e Bibliografia FELTRE, R.: Fundamentos da Química. 2 edição. São Paulo: Moderna, Volume único. LISBOA,J.C.F.: Química. 1 edição. São Paulo: Editora SM, Volume 1. PERUZZO,F.M.; CANTO, E.L.: Química na abordagem do cotidiano. 4 edição. São Paulo: Moderna, Volume 1. USBERCO, J.; SALVADOR, E.: Química. 5 edição. São Paulo: Saraiva, Volume único. egal/outros/6.pdf