Massa Atômica, Estudo dos gases e Estequiometria!

Massa Atômica

O padrão que serve para medir a massa atômica de um elemento em consideração o carbono 12.

Qual a massa atômica de um átomo de cálcio?

Resolução: 1 átomo de Ca = 40. Unidade  = 40u

Se o elemento quimico possuir isótopos ( mesmo nº de prótons), então a massa atômica será calculada tirando a média entre seus isótopos.

Ex: Cl 35 --> 75,4% (abundância) e 34,969 (massa atômica)
      Cl 37 --> 24,6% (abundância) e 36,966 (massa atômica)


Massa atômica = 74,5 x 34,969 + 24,6 x 36,966 / 100

mais ou menos  35,460u do cloro.

• Massa Molecular (MM ou PM):

É a massa da molécula medida em unidade de massa atômica.

-multiplica o nº de átomos pela massa.

Ex: H2SO4

H= 1
S = 32
0 = 16

2x1 + 1x 32 + 4x 16 = 2 + 32 + 64 = 98u

• Mol:

É a quantidade de matérias de uma reação que contém tantas entidades elementares quantos átomos existem.

Ex:
1 duzia = 12 objetos
1 milheiro = 1000
1 mol = 6,02 x 10²³ (Avogrado) = entidades/átomos/moléculas/íons/elétrons


1 mol de moléculas contém 6,02 x 10²³ moléculas
1 mol de átomos contém 6,02 x 10²³ átomos
1 mol de elétrons contém 6,02 x 10²³ elétrons
1 de íons contém 6,02 x 10²³ íons

Exemplos!

1- Quantos mols correspondem a 88g de CO2. Dados: C=12 e O=16.

MM CO2 = 12 + 16x2 = 44u---> 44g

X (mols) ________________ 88g CO2
1 mol     ________________ 44g

44x = 80
x = 80/44 = 2 mols de CO2

2 - Quantos mols correspondem a 100g de Ca? (Ca = 40)

X (mols) _______________ 100g
1 mol _________________  40g Ca

40x = 100
x = 100/40 = 2,5 mols de Ca

3- Quantos átomos existem em 3,5 mols de O2? (O= 16)

X átomos _____________- 3,5 mols de O2
6,02x10²³ atm _________ 1 mol de O2

X= 21,07x 10²³ átomos de O2.

4 - Quantas moléculas existem em 4,5g de CaCO3? (Ca= 40, C=12 e O=16)

X (moléculas) _______________ 4,5g de CaCO3
6,02 x 10²³ __________________ 100g de CACO3


100x = 6,02 x 10²³ . 4,5
x = 27, 05x10²³/100
x= 0, 27 x 10²³

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Estudo dos Gases

É muito importante estudar os gases, pois eles estão sempre presentes no nosso dia a dia. Exemplos: CO₂, NH₃ e SO₂.

11-      O estado gasoso:

: 

·         Os gases tem massa;

·         Ocupam todo o volume do recipiente que os contém;

·         Gases sempre se misturam entre si;

·         O volume dos gases varia muito com a pressão e com a temperatura.

22-      O volume dos gases:

O volume de um gás pode ser medido  com o volume do recipiente que o contém. A unidade padrão de volume é o metro cúbico (m³). No estudo dos gases, os volumes também são medidos em litros (l), mililitros (mL), em centímetros cúbicos (Cm³), etc. Relembrando:

1 m³ à 1000 L à 1000000 ml (Cm³)

1L à 1000 mL à 1000 Cm³

1 mL à 1 cm³

33-      A pressão dos gases:

A pressão  dos gases resulta dos choques de suas partículas contra as paredes do recipiente que os contém.

As equivalências entre as unidades de pressão são:

1 atm (atmosfera) à 76 cmHg (centímetro de mercúrio) à 760 mmHg (milímetros de mercúrio) à 760 torr (Torricelli).

1 mmHg à 1 torr

1 mmHg à 133,322 Pa (pascal) ou (N/m²).

44-      A temperatura dos gases:

Temperatura é uma grandeza que mede o grau de agitação das partículas (átomos ou moléculas), que constituem um corpo. No caso dos gases, a temperatura depende da velocidade das moléculas que os constituem.  A temperatura pode ser medida em várias escalas termométricas. No Brasil é usada a escala Celsius (°C). Nos EUA é usada a escala Fahrenheit (°F). Em trabalhos científicos, usa-se a escala absoluta ou Kelvin (K).

  

Transformar graus Celsius (Ɵ), em Kelvin (T): T = Ɵ + 273

15-      Leis físicas dos gases:

a)      Lei de Boyle – Mariotte (transformação isotérmica):

Sob temperatura constante , o volume ocupado por determinada massa gasosa é inversamente proporcional à sua pressão.

P₁V₁ = P₂V₂

Gráfico:

b)      Lei de Gay – Lussac (transformação isobárica):

Aumentando a temperatura do gás, seu volume também aumenta. Sob pressão constante, o volume ocupado por determinada massa gasosa é diretamente proporcional à sua temperatura absoluta.

V₁/T₁ = V₂T₂

Gráfico:

c)       Lei de Charles (transformação isométrica)

Exemplo prático: pneus de carros aumentam de pressão em dias muito quente

Sob volume constantes, a pressão exercida por uma determinada massa gasosa é diretamente proporcional à sua temperatura absoluta.

P₁/T₁ = P₂T₂

26-      Condições normais de pressão e temperatura (CNPT):

Pressão à 1 atm à 760 mmHg

Temperatura à 0° C à 273 K

37-      Gás Perfeito e Gás Real:

Gás perfeito: seria o gás que obedeceria as leis físicas e fórmulas estudadas em quaisquer condições de pressão e temperatura. Na prática, esse gás não existe.

Gás Real: são os gases comuns, que sempre se afastam do comportamento de um gás perfeito.

8-      Leis químicas dos gases:

a)      Leis volumétricas de Gay – Lussac: quando medidas nas mesmas condições de P e T, os volumes dos reagentes e dos produtos formam  proporção constante, de números inteiros e pequenos.

Hidrogênio + cloro -------> Gás clorídrico

15L               + 15L    ------->    30 L

b)      Lei de Avogrado: volumes iguais de gases quaisquer, quando medidos à mesma pressão e temperatura, encerram com o mesmo número de moléculas.

9-     Volume Molar:

Volume Molar (V_m) dos gases é o volume ocupado por 1 mol de quaisquer, em determinadas condições de pressão e temperatura. No CNPT, o volume molar é 22,4 L/mol.

10-      Equação de Clapeyron:

PV = nRT

Só se aplica nos gases perfeitos.

Onde:

P = pressão do gás;

V = volume do gás;

n = quantidade do gás em mols (n = m/M);

M = massa molar do gás;

R = constante universal dos gases perfeitos ( 0,082);

T = Temperatura do gás em kelvin.

11-      Misturas gasosas:

Se os gases são perfeitos e não reagem entre si, a mistura se comportará como se fosse um gás único.

a)      Relação entre os gases iniciais e a mistura final: se não houver perda de gases na mistura final, a quantidade total de mols é a soma das quantidades de mols de todos os gases iniciais. ∑n = n₁ + n₂ + n₃ + ... n_i

Mistura Final: PV= (∑n)RT e PV/T = P₁V₁/T₁ + P₂V₂/T₂+ ...+P_iV_i/T_i

b)      Situação dentro da mistura final:

A pressão parcial de um gás em uma mistura gasosa é a pressão que esse gás exerceria se estivesse sozinho, ocupando o volume total da mistura e na mesma temperatura que a mistura se encontra. Segundo a Lei de Dalton, a pressão de total de uma mistura gasosa é a soma das pressões parciais de todos os gases componentes da mistura.

P= p₁ + p₂ + p₃ + ... p_i ou P = ∑p

Já o volume parcial de um gás é o volume que ele irá ocupar sozinho e sendo submetido à pressão total e a temperatura da mistura.

V= v₁ +V₂ + V₃ + ... V_i ou V= ∑v

12-      Massa Molar aparente de uma mistura gasosa:

Para um gás: M = m/n

Para a mistura gasosa: M_ap = m_total/∑n

Podemos dizer também, que a massa molar aparente é a média ponderada das massas molares dos gases componentes da mistura.

Ex: Temos em volume aproximadamente 18% de N₂, 21% de O₂ e 1% de Ar. Massa atômica: N= 14, O = 16, Ar = 40. Logo:

M_ap = 78.28 + 21.32 + 1.40/100 = 28,96u

13-      Densidade dos gases:

Os balões de festas juninas e os balões de competição sobem porque a densidade do ar quente no interior do balão é menor que a do ar externo.

a)      Densidade absoluta: ou massa específica de um gás, em determinada pressão e temperatura, é o quociente entre a massa e o volume do gás.

d= m/V

Obs: em geral a densidade absoluta é expressa em gramas/litros (g/L). Ela depende da pressão e da temperatura em que o gás se encontra. Podemos calcular a densidade absoluta em qualquer pressão e temperatura, com o auxílio da Equação de Clapeyron.

d= PM/RT

b)      Densidade relativa: a densidade relativa do gás 1 em relação ao gás 2 é o quociente entre as densidades absolutas de 1 e de 2, ambas nas mesmas condições de pressão e temperatura.

δ_1,2 = d₁/d₂

Por ser apenas um número puro, não tem unidade. Quando V₁ = V₂, teremos:

δ_1,2 = m₁/m₂

Considerando a massa molar e o volume molar dos gases:

δ_1,2 = M₁/M₂ ou d₁/d₂ = M₁/M₂

14 – Difusão e Efusão dos gases:

Quando dois ou mais gases se misturam rapidamente, dando sempre origem a uma mistura homogênea, o fenômeno ocorrido é chamado de difusão gasosa.

A efusão de gases é o ‘vazamento’ dos gases através de pequenos orifícios. Thomas Graham enunciou que em condições idênticas, as velocidades de efusão de dois gases são inversamente proporcionais às raízes quadradas de suas densidades absolutas.

V₁/V₂ =  raíz de d₂/d₁.

Cálculo Estequiométrico (Estequiometria)

Tanto no dia a dia preparando alimentos quanto em laboratórios ou Indústrias químicas, é importante calcular as quantidades das substâncias que são utilizadas nas reações químicas. O Cálculo Estequiométrico ou Estequiometria é o cálculo das quantidades de reagentes e/ou produtos das reações químicas feito com base na lei das reações e executadas em geral, com o auxílio das equações químicas correspondentes.

Para resolver problemas envolvendo cálculo estequiométrico mais rapidamente, é importante seguir algumas regras:

 Escreva a equação química mencionada no problema;

·         Balancear ou acertar os coeficientes dessa equação;

·         Estabeleça uma regra de três com os dados.

11-      Casos gerais de cálculo estequiométrico:

a)      Quando o dado e a pergunta são expressos em massa:

Ex: calcule a massa do óxido cúprico obtido a partir de 2,54g de cobre metálico (massas atômicas: O=16, Cu= 63,5).

2Cu + O₂ -------> 2CuO

2 mols de Cu produzem 2 mols de CuO

2x63,5g ____________________ 2x79,5g

2,54g    _____________________ X

X = 2,54x2x79,5/2x63,5

X = 3,18g de CuO

b)      Quando o dado é expresso em massa e a pergunta em volume (ou vice versa).

Ex: Calcule o volume de gás carbônico obtido nas condições normais de pressão e temperatura, por calcinação de 200g de carbonato de cálcio (massa atômicas: C=12, O=16, Ca = 40).

                  Δ

CaCO₃ ------------> CaO + CO₂

1 mol de CaCO₃ produz 1 mol de CO₂

100g _________________ 22,4 L (CNPT)

200g _________________ V_o

 V_o = 44,8 L de CO₂ (CNPT).

c)      Quando o dado e a pergunta são expressos em volume:

Ex: um volume de 15 L de hidrogênio, medido a 15°C e 720 mmHg, reage completamente com o cloro. Qual é o volume de gás clorídrico produzido na mesma temperatura é pressão?

H₂(g) + Cl₂(g) -------> 2HCl(g)

1 volume de H₂ produz 2 volumes de HCl

1 L  _____________ 2 L

15 L ____________ V

V = 30 L de HCl

d) Quando o dado é expresso em massa e a pergunta em mols ( ou vice versa).

Ex: quantos mols de ácido clorídrico são necessários para produzir 23,4 gramas de cloreto de sódio? (massas atômicas: Na = 23, Cl = 35,5).

HCl + NaOH -----> NaCl + H₂O

1 mol de HCl produz 1 mol de NaCl

1 mol ____________ 58,5g

n _______________ 23,4g

n = 0,4 mol de HCl

e)      Quando o dado é expresso em massa e a pergunta em número de partículas (ou vice versa).

Ex: quantas moléculas de gás carbônico podem ser obtidos pela queima completa de 4,8g de carbono puro? (Massa atômica: C=12).

C + O₂ --------------> CO₂

1 mol de C produz 1 mol de CO₂

12g _________ 6,02x10²³ moléculas

4,8g ________ X

X = 2,4x10²³ moléculas de CO₂

12-      Casos particulares:

a)      Quando os reagentes são substância impuras.

Ex: 100g de calcário (amostra de material impuro). 90g de CaCO₃ é a parte ‘pura’ que nos interessa e 10g são as impurezas, que não será usado.

Grau de impureza (p) é o quociente entre a massa da substância pura em relação a massa total da amostra.

100% de calcário _________ 100%

90g de CaCO₃ puro _______ p

P = 100p

(UFRN) uma amostra de calcita, contendo 80% de carbonato de cálcio sofre decomposição quando submetido a aquecimento, segundo a equação abaixo:

               Δ

CaCO₃ ---------> CaO + CO₂

Qual a massa de óxido de cálcio obtido a partir da queima de 800g de calcita?

100g de calcita __________ 80g de CaCO₃

800g de calcita __________ X

X = 640g de CaCO₃ puro

Note que apenas essa massa (640g de CaCO₃ puro) que irá participar da reação. Assim, teremos o  seguinte cálculo estequiométrico:

100g ________ 56g

640g ________ Y

Y= 358,4g de CaO.

b)      Quando os reagentes são misturas:

1° - quando a composição da mistura do reagente é dada:

Uma mistura formada por 5 mols de flúor e 10 mols de cloro reage completamente com o hidrogênio. Qual é a massa total dos produtos formados? (massas atômicas: H=1, F=19, Cl = 35,5).

·         Cálculo para o flúor:

H₂ + F₂ ---------> 2HF

1 mol ___________ 2x20g

5 mol ___________ X

X = 200g de HF

·         Cálculo para o cloro:

H₂ + Cl₂ --------> 2HCl

1 mol ________ 2x36,5g

10 mol _______ Y

Y = 730g de HCl

A massa total dos produtos (m_total), formados será, portanto, m_total =200g de HF + 730g de HCl --> m_total = 930g.

2º - quando a composição da mistura reagente não e conhecida – pelo contrário, constitui a pergunta do problema.

Ex: uma massa de 24g de uma mistura de H₂ e CO queima completamente, produzindo 112g de produtos finais. Pode-se calcular as massas H₂ e CO existentes na mistura inicial (massas atômicas: H=1, C=12, O=16).

2H₂ + O₂ -----------> 2H₂O

2CO + O₂ -------------> 2CO₂

·         Para o H₂ temos:

2H₂ + O₂ -----------> 2H₂O

2x2g _____________ 2x18g

X      _____________ Y

Y= 9X

·         Para o CO, temos:

2CO + O₂ -------------> 2CO₂

2x28g _________ 2x44g

(24 –X)g _______ (112 –y)g

44x – 28y = - 2080

Temos, portanto, um sistema algébrico de duas equações e duas incógnitas que resolvendo, vamos ter:

X= 10g de H₂

Y = 14g de CO