MASSA ATÔMICA. 1u corresponde a 1, g, que equivale aproximadamente à massa de um próton ou de um nêutron.

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1 Cálculos Químicos

2 MASSA ATÔMICA Na convenção da IUPAC (União Internacional de Química Pura e Aplicada) realizada em 1961, adotou-se como unidade padrão para massa atômica o equivalente a 1/12 da massa do isótopo 12 do elemento carbono. A massa de um átomo, medida em unidades de massa atômica, corresponde a quantas vezes esse átomo é mais pesado que 1/12 do isótopo 12 do carbono. 1u corresponde a 1, g, que equivale aproimadamente à massa de um próton ou de um nêutron.

3 MASSA ATÔMICA Para o elemento cloro, de número atômico 17, eistem dois isótopos, um com massa 35 e um com massa 37. isótopo 35 do cloro - 75% de ocorrência isótopo 37 do cloro - 25% de ocorrência 35 Cl 37 Cl A massa atômica é a média ponderada entre os isótopos naturais do elemento: M. A ,5 A massa tabelada para o elemento cloro será então 35,5, ou seja, a média ponderada entre seus isótopos.

4 MASSA MOLECULAR A massa molecular de uma substância é numericamente igual à soma das massas atômicas de todos os átomos da molécula dessa substância. C 2 H 6 O : etanol = 46 Significa que a massa de uma molécula de etanol é 46 u.

5 MOL "Mol é a quantidade de matéria de um sistema que contém tantas entidades elementares quanto são os átomos contidos em 0,012 quilograma de carbono-12. Várias eperiências determinaram que este número é 6, , ou simplesmente 6, , e é conhecido como o número de Avogadro. Um mol de átomos, moléculas, íons, etc... contém unidades

6 A massa em gramas de 1 mol de uma substância é chamada massa molar. A massa molar (em gramas) de qualquer substância sempre é numericamente igual à sua massa de fórmula (em u). Massa atômica do ferro = 56 u Massa molar do ferro = 56 g Massa molecular da água = 18 u Massa molar da água = 18 g

7 VOLUME MOLAR É o volume ocupado pelo mol de moléculas de um gás qualquer nessas condições. Verifica-se, eperimentalmente, que seu valor é praticamente o mesmo para qualquer gás, e situa-se em torno de 22,4 litros. CNTP: temperatura = 0 C pressão =1atm. 1 mol massa molar unidades 22,4 L

8 1 mol 58,5 g de NaCl 100 g de CaCO 3

9 EXEMPLO 1 (UFRGS) Cada litro de água do mar contém 390 mg de potássio. Logo, o número de átomos de potássio presentes em um litro de água do mar é, aproimadamente, A) 3, B) X 6, C) 3, D) 6, E) 6, TABELADO 1mol 39g átomos PROBLEMA 0,39g 0,396, , moléculas

10 EXEMPLO 2 (UFSM) O açúcar ou sacarose tem fórmula molecular C 12 H 22 O 11. Em 1 kg de açúcar, haverá aproimadamente mol(s) e moléculas. Selecione a alternativa que apresenta, respectivamente, os números corretos para preencher as lacunas. A) 0,02 6, B) 0,3 1, mol 342g 610 moléculas C) 1 1, D) 2 6, a 1000g b E) 3 1, X 1000 a 3mols b 1810 moléculas 342

11 EXEMPLO 3 (UFRGS) Aragonita é um mineral de origem sedentária hidrotermal formado por cristais prismáticos de carbonato de cálcio, CaCO 3. Uma amostra de 200 g de CaCO 3 puro obtida a partir desse mineral contém o mesmo número de átomos de oigênio que A) 0,5 mol de CaSO 4. B) 1,5 mol de KMnO 4. X C) 2 mols de C 6 H 12 O 6. D) 3 mols de CaO. E) 6 mols de NaNO 3. 1 mol de CaCO 3 = 100 g 200 g = 2 mols 2 mols de CaCO 3 têm 2 3 = 6 mols de oigênio A) 0,5 4 = 2 mols de O B) 1,5 4 = 6 mols de O C) 2 6 = 12 mols de O D) 3 1 = 3 mols de O E) 6 3 = 18 mols de O

12 Estequiometria

13 Nº de mols Massa Nº de moléculas Volume nas CNTP TABELADO coeficiente coef coef 22,4 L M coef PROBLEMA????

14 EXEMPLO 1 (UFRGS) Abaio são feitas três afirmações a respeito da combustão completa de 5,80 g de butano conforme a seguinte equação. C 4 H 10 (g) + 13/2 O 2 (g) 4 CO 2 (g) + 5 H 2 O (l) I Ocorre o consumo de 0,650 mol de oigênio. II Ocorre a formação de 90,0 g de água. III Ocorre a produção de 8,96 litros de gás carbônico nas CNTP. Quais estão corretas? A) Apenas I B) Apenas II C) Apenas III D) X Apenas I e III E) I, II e III C 4 H 58g 10 5,8g I 13/ 2O2 4CO2 5H 2O 6,5mol 422,4L 518g I 0,65mol( V ) III III 8,96L( V ) II II 9g

15 EXEMPLO 2 (UFRGS/12) Um eperimento clássico em aulas práticas de Química consiste em mergulhar pastilhas de zinco em solução de ácido clorídrico. Através desse procedimento, pode-se observar a formação de pequenas bolhas, devido à liberação de hidrogênio gasoso, conforme representado na reação ajustada abaio. Zn + 2 HCl ZnCl 2 + H 2 Ao realizar esse eperimento, um aluno submeteu 2 g de pastilhas de zinco a um tratamento com ácido clorídrico em ecesso. Com base nesses dados, é correto afirmar que, no eperimento realizado pelo aluno, as bolhas formadas liberaram uma quantidade de gás hidrogênio de, aproimadamente, A) 0,01 mols. B) 0,02 mols. X C) 0,03 mols. D) 0,06 mols. E) 0,10 mols. 65g 2g 1mol 0, 03mol

16 EXEMPLO 3 (UFRGS) O gás hilariante (N 2 O) pode ser obtido pela decomposição térmica do nitrato de amônio (NH 4 NO 3 ) Se de 4,0 g do sal obtivermos 2,0 g do gás hilariante, podemos prever que a pureza do sal é da ordem de A) 100% B) 90% C) 75% D) 50% E) 20% X gnh 4NO3 4g g impurezas NH 4 80g NO 3 N 2 O 44g 2g 2H 2 O = 3,6 g 4g 100% 3,6g = 90%

17 EXEMPLO 4 (UFRGS) Na decomposição térmica de 60 kg de sulfito de cálcio segundo a equação: CaSO 3 CaO + SO 2 foram produzidos 24 kg de gás sulfuroso. O rendimento da reação foi de aproimadamente A) 38% B) 40% C) 60% D) 70% E) 75% X CaSO3 CaO 120g 56g 60kg = 32 kg SO 2 64g 32kg 24kg 100% = 75%

18 EXEMPLO 5 (UFRGS) Num processo de produção de ácido acético, borbulha-se oigênio no acetaldeído (CH 3 CHO), a 60ºC, na presença de acetato de manganês (II) como catalisador: 2 CH 3 CHO + O 2 2 CH 3 COOH Num ensaio de laboratório para esta reação, opera-se no vaso de reação com 22,0 gramas de CH 3 CHO e 16,0 gramas de O 2. Quantos gramas de ácido acético são obtidos nesta reação a partir destas massas de reagentes e qual o reagente limitante, ou seja, o reagente que é completamente consumido? Massa de CH 3 COOH obtida Reagente limitante A) 15,0 g CH 3 CHO B) 30,0 g O 2 X C) 30,0 g CH 3 CHO D) 60,0 g O 2 E) 120,0 g CH 3 CHO 2C2 H 4O O2 2C2 H 4O2 88g 32g 120g 22g Cálculo da massa de ácido acético formada: 16g Cálculo do reagente em ecesso: C 2 H 4 O : = 0,25 (limitante) O 2 : = 0,5 (ecesso) 88g 22g 120g 30 g

19 Soluções

20 - MISTURA HOMOGÊNEA - SOLUÇÃO = SOLUTO + SOLVENTE menor quantidade maior quantidade COEFICIENTE DE SOLUBILIDADE ( Cs) Grandeza que depende da natureza do soluto e da temperatura. Cs = g de soluto 100g de H 2 O Indica a quantidade de soluto que cabe em 100 g de água.

21 CONCENTRAÇÃO DAS SOLUÇÕES em g/l em mol/l C M m V n 1 1 V

22 20% (m/m) 20 g de soluto em 100 g de solução 20% (V/V) 20 ml de soluto em 100 ml de solução 20% (m/v) 20 g de soluto em 100 ml de solução 20 ppm (partes por milhão) 20 g de soluto em g (ou ml) de solução

23 EXEMPLO 1 (UFRGS) Soluções de ureia, (NH 2 ) 2 CO, podem ser utilizadas como fertilizantes. Uma solução foi obtida pela mistura de 210 g de ureia e 1000 g de água. A densidade da solução final é 1,05 g/ml. A concentração da solução em percentual de massa de ureia e em mol/l, respectivamente, é X Percentagem em massa Concentração em mol/l A) 17,4% 3,04 B) 17,4% 3,50 1º) Percentagem em massa: 1210 g 100% 210 g 17% C) 20,0% 3,33 D) 21,0% 3,04 2º) Cálculo de M: E) 21,0% 3,50 1mol 60g 1,05g 1mL 1050g 100% 182g 1050g 1000mL 182g 17,4% 3 mol L

24 EXEMPLO 2 (UFSM) Para a maioria das células, uma solução de concentração igual a 1,17% de NaCl será hipertônica. A concentração dessa solução, em mol por litro, é A) 0,02 B) 0,2 C) 0,58 D) 1,17 E) 2,34 X 1,17% 1,17 g em 100 ml 1,17 g 11, 7 g 100mL 1000mL 1mol 58,5 g 11,7 g mol 0, 2 L

25 DILUIÇÃO V 2 O H C inicial V inicial C final < C inicial V final = V inicial + V H2O C i.v i = C f.v f M i.v i = M f.v f T i.v i = T f.v f

26 (PUCRS) Necessita-se preparar uma solução de fluoreto de sódio de concentração igual a 12,6 g/l, aproveitando 200 ml de uma solução 0,9 M do mesmo sal. Para isso devemos adicionar X A) 400 ml de água. B) 600 ml de água. C) 200 ml de água. D) 0,3 mols do sal. E) 6,3 g do sal. M V i i mol 0,9 L 200mL 1º) Converter C para M. 1mol 42 g 12,6 g C f V 12,6 f mol 0, 3 L? g L M 2º) Calcular o volume final. i V i M f V 0, , 3V f f V água mL V f 600mL

27 MISTURA C 1 V 1 + C 2 V 2 = C 3 V 3 M 1 V 1 + M 2 V 2 = M 3 V 3 onde V 3 = V 1 + V 2 + = C 1 C 2 C 3 entre C 1 e C 2 V 1 V 2 V 3 = V 1 + V 2

28 (UFRGS) Misturam-se volumes iguais de duas soluções A e B de NaOH, de concentração 1 mol/litro e 2 mols/litro, respectivamente, resultando uma solução C. Adicionando-se 200 ml de água à solução C, obtém-se a solução D. Sobre essas soluções pode-se afirmar que A) C e D apresentam diferentes quantidades de soluto. B) B e D têm concentrações iguais. C) a concentração de C é 1,5 mols/litro e a de D é maior que 1,5 mols/litro. D) a concentração de C é 1,5 mols/litro e a de D é menor que 1,5 mols/litro. E) A e B apresentam a mesma quantidade de soluto. X É mistura e diluição de soluções. A mol :1 L V mol C :1,5 L H 2O mol D 1,5 L B : 2 mol L

29 NEUTRALIZAÇÃO REAÇÃO QUÍMICA ENTRE ÁCIDO e BASE a ÁCIDO + b BASE SAL + ÁGUA [H + ].V A = [OH ].V B

30 (PUCRS) O eletrólito empregado em baterias de automóvel é uma solução aquosa de ácido sulfúrico. Uma amostra de 5,0 ml da solução de uma bateria requer 25 ml de hidróido de sódio 0,6 mols/l para sua neutralização completa. A concentração do ácido, em mol/l, na solução da bateria, é: A) 6,0 B) 4,5 [ H ]. V C) 3,0 A [ OH ]. V B D) 2,0 E) 1,5 X [ H ].5 0,6 25 mol H ] 3 [ H 2SO ] 1, 5 L [ 4 mol L

31 Termoquímica

32 H REAÇÃO ENDOTÉRMICA REAÇÃO EXOTÉRMICA - absorve calor - libera calor - HP HR - HP HR - H 0 - H 0

33 EXOTÉRMICA H 2(g) + Cl 2(g) 2 HCl (g) + 184,9 kj (25ºC, 1 atm) H 2(g) + Cl 2(g) 2 HCl (g), H = -184,9 kj (25ºC, 1 atm)

34 ENDOTÉRMICA H 2(g) + I 2(g) + 51,8 kj 2 HI (g) (25ºC, 1 atm) H 2(g) + I 2(g) 2 HI (g) H = + 51,8 kj (25ºC, 1 atm)

35 ESTADO FÍSICO X H

36 ENTALPIAS DE REAÇÃO CALOR H como identificar FORMAÇÃO ENDO OU EXO substâncias simples 1 mol de produto COMBUSTÃO EXO 1 mol Composto Orgânico + O 2 CO 2 + H 2 O DISSOLUÇÃO ENDO OU EXO CA C + + A - água solvatação de íons NEUTRALIZAÇÃO EXO Ácido + Base Sal + 1 mol de água LIGAÇÃO QUEBRA = ENDO X 2 + calor 2 X FORMAÇÃO = EXO 2 Y Y 2 + calor ENERGIA DE IONIZAÇÃO AFINIDADE ELETRÔNICA ENDO EXO X + calor X e X + 1 e X + calor

37 (UFRGS) Observe as quatro equações termoquímicas abaio. CaO (s) + H 2 O (l) Ca(OH) 2 (s) H I S (rômb.) + O 3 (g) SO 3 (g) H II C (graf.) + O 2 (g) CO 2 (g) H III 6 C (graf.) + 3 H 2 (g) C 6 H 6 (l) H IV Com base nessas informações, assinale a alternativa correta. A) Os calores envolvidos nas reações correspondem todos a entalpias de formação. B) H I corresponde a um calor de neutralização. C) X H III e H IV são calores de formação. D) H II e H III são calores de combustão. E) H I corresponde a um calor de solubilização.

38 ENTALPIAS DE REAÇÃO Entalpia de ligação - É a quantidade de calor absorvido na quebra de 1 mol de ligações entre dois átomos. REAGENTE = QUEBRA LIGAÇÕES = + (endo) PRODUTO = FORMA LIGAÇÕES = (eo)

39 CÁLCULO DO H a partir dos calores de formação (Hf) usar: H = HP HR A quantidade de calor em kcal formado pela combustão de 221,0g de etino, a 25 C, conhecendo-se as entalpias (H) de formação do CO 2 (g), H 2 O(l) e etino (g), é aproimadamente igual: Dados: H (f) CO 2 (g) = 94,10 kcal/mol H 2 O(l) = 68,30 kcal/mol C 2 H 2 (g) = +54,20 kcal/mol a) 2640,95 kcal b) 1320,47 kcal c) 880,31 kcal d) 660,23 kcal e) 528,19 kcal C 2 H 2 + 3/2 O 2 2 CO 2 + H 2 O +54, (94,1) + (68,3) H R = +54,2 H P = 256,5 H = 310,7 kcal/mol 26 g 310,7 kcal 221 g = 2640 kcal

40 a partir dos calores de ligação NÃO usar: H = HP HR REAGENTE = QUEBRA LIGAÇÕES = + (endo) PRODUTO = FORMA LIGAÇÕES = (eo) (UFRGS) A reação de hidrogenação do propeno catalisada pela platina, apresentada abaio, é um importante método sintético aplicado na indústria petroquímica. H H H Pt + H2 H CH3 H CH3 Considere as seguintes valores de energias de dissociação, em kj.mol 1. H C=C = 612 H CC = 348 H HH = 436 H CH = 412 Desses dados, conclui-se que o efeito térmico da reação apresentada, epresso em kj, é aproimadamente, igual a A) 228 B) 124 C) +124 D) +224 E) +288 X Reagentes: rompe uma liga dupla entre carbonos e uma ligação entre hidrogênios = = Produtos: forma uma liga simples entre C e duas ligações C H = ( 412) = 1172 H = = 124 kj H H H

41 a partir da soma de reações : Lei de Hess (UFRGS) Considere o diagrama abaio, que representa equações termoquímicas genéricas. Segundo a Lei de Hess, a relação matemática correta entre os H é dada pela epressão A) H = H 1 + H 2 + H 3 + H 4 B) H 1 + H 2 = H 3 + H 4 X C) H 1 = H 2 + H 3 + H 4 D) H 1 + H 2 + H 3 + H 4 = 0 E) H 1 + H 2 + H 3 = H 4 Segundo a Lei de Hess, não importa o caminho percorrido, a variação de entalpia depende apenas dos estados final e inicial. Para ir de A até D temos dois caminhos: ou por H 1 ou pela soma H 2 + H 3 + H 4.

42 (UFRGS) Considere as seguintes equações termoquímicas. H 2(g) + O 2(g) H 2 O 2(l) H O = -136,3 kj 3/2 O 2(g) O 3(g) H O = +163,1 kj 1/2 H 2(g) + 1/2 O 2(g) OH (g) H O = +39,0 kj Utilizando as equações acima, pode-se deduzir o valor de H 0 para a reação de formação de radicais hidroila, segundo a reação representada pela equação abaio. H 2 O 2(l) + 2 O 3(g) 2 OH (g) + 3 O 2(g) O valor de H 0 assim obtido é de A) +65,8 kj B) X -111,9 kj 1ª reação = inverter = +136,3 C) +104,8 kj. 2ª reação = inverter e multiplicar por dois = 326,2 D) -150,9 kj. 3ª reação = multiplicar por dois = 78 E) +267,9 kj. H = 111,9 kj

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