aula 8 - estequiometria parte iii
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Professora: Simone Perruci Galvão
FACULDADE DO VALE DO IPOJUCA
Curso de Engenharia Civil
Disciplina: Química
Estequiometria das reações que usa substâncias puras foram vistas anteriormente (reagentes e produtos). Reações em solução são também comuns.
Solvente - Um componente de uma solução apresenta-se em uma quantidade muito maior do que a dos outros componentes.
Soluto - cada um dos outros componentes é chamado soluto.
Por exemplo: após dissolver um grama de açúcar em um litro de água água (solvente ) e o açúcar (soluto).
Soluções aquosas – são as soluções onde o solvente é água.
Concentração molar, ou molaridade, simbolizada por M (recomenda-se mol/L) Unidade de concentração
Indica o número de mols de soluto adicionado ao solvente em quantidade suficiente para completar um litro (1 dm3) de solução.
Soluções concentradas e diluídas :
◦ solução concentrada alta concentração de soluto no solvente;
◦ Solução diluída baixa concentração de soluto no solvente.
Saturação quantidade de soluto necessário para ter a máxima dissolução em uma quantidade de solvente.
Solução não-saturada contém menos soluto do que o necessário para a saturação.
Solução supersaturada contém mais soluto que o ordinariamente necessário para a saturação.
Exemplo - Uma solução tem um volume de 0,250 L e contém 26,8 g de cloreto de cálcio, CaCl2.Qual é a concentração molar do CaCl2? (Massas atômicas: Ca=40,1; Cl=35,5.). Solução: 1° determinar o número de mols de CaCl2 : massa de fórmula [40,1 + 2(35,5)] = 111,1] 2° regra de três 1 mol de CaCl2 – 111.1g x - 26,8g
2) 126 g de cloreto de sódio são adicionados em uma quantidade de água suficiente para preparar 793 cm3 de solução. Qual é a concentração molar do NaCl? (Massas atômicas: Na = 23,0; Cl = 35,5.) Resposta: 2,72 mol/L.
Solução:
1° determinar o número de mols de NaCl : massa de fórmula [23 + 35.5] =58,5 2° regra de três 1 mol de CaCl2 – 58,5g x - 126g
x= 2,15 mols 2,15/0,793 = 2.72 mol/L
Exemplo - Quantos centímetros cúbicos de uma solução de Cr2(SO4)3 a 0,250 M são necessários para reagir completamente com 300 cm3 de BaCl2 a 0,400 M de acordo com a equação:
Cr2(SO4) + 3BaCl2 3BaSO4 + 2CrCl3 1° - O que se deseja obter - volume (cm3) da solução de Cr2(SO4)3 a 0,250 M . 2° - calcular a quantidade de mols de BaCl2 com V= 300 cm3 0,3L e 0,400 M N° de mols = M(Mols)x V(L) = 0,4 x 0,3 = 0,12 mols
Cr2(SO4) + 3BaCl2 3BaSO4 + 2CrCl3 3° - Estabelecer a relação entre os reagentes: 1 mol de Cr2(SO4) - 3 mol BaCl2 X - 0,12 X = 0,04 mol de Cr2(SO4) 4° Achar o volume de Cr2(SO4) que reagiu V = 0,04 mol/ 0,250M = 0,16 L de solução 160 cm3 de solução de Cr2(SO4)
Exemplo 2 - Quantos gramas de nitrato de sódio, NaNO3, precisam ser usados para preparar 5,00 x 102 mL de uma solução 0,100 mol/L? (Massas atômicas: Na = 23,0; N =14,0; O = 16,0.) 1 passo: Números de mols de NaNO3 (quantidade de soluto para completar o volume (L) da solução). 5,00 x 102 mL 0,500 L (lembre-se: 1 L = 1000 mL) N° de mols de NaNO3 = (0,100 mol/L) (0,500 L) =5,00 x 10-2 mol 2° Passo A massa de fórmula do NaNO3 23,0 + 14,0 + 3(16,0) = 85,0
Problema Paralelo - Quantos gramas de cloreto de magnésio, MgCl, são necessários para preparar 2,50 x 102mL de solução 0,240 mol/L? (Massas atômicas: Mg=24,3; Cl = 35,5.)
3° Passo Regra de três:
Balão volumétrico – Pipeta - Um aparelho conveniente para transferir uma amostra de volume conhecido é a pipeta
Exemplo - 50,0 mL de uma solução aquosa de nitrato de potássio, KNO3,
0,134 mol/L é diluída pela adição de uma quantidade de água suficiente
para aumentar seu volume para 225 mL. Qual é a nova concentração?
1)- O número de mols de KNO3 em solução não muda com a adição de
água.
2) V = 50 mL 0,0500 L.
3) (0,134 mol/L)(0,0500 L) =6,70 x 10-3 mol KNO3
4) Como o novo volume é 225 mL, ou 0,225 L, a nova concentração é:
Diluição por adição de solvente não causa um aumento na concentração do soluto
• Os Ácidos – Um ácido é um composto capaz de fornecer íons de
hidrogênio, H+,em solução aquosa.
HF (Fluoreto) Ácido fluorídrico
HCl (Cloreto) Ácido clorídrico Hidrácidos
H2SO4 (Sulfato) Ácido sulfúrico
HNO3 (Nitrato) Ácido nítrico Oxiácidos
• As Bases - são conhecidas também como álcalis. É um composto
capaz de fornecer íons hidróxidos, OH– em solução aquosa.
Ex:NaOH Hidróxido de sódio
Ex:Mg(OH)2 Hidróxido de magnésio
Reação de ácido-base ou de Neutralização
Pela visão de Arrhenius (restrita a soluções aquosas), a neutralização é definida como :
H+ (aq) + OH- (aq) → H2O(aq)
Reação de Neutralização Total
Reação de Neutralização parcial do ácido
Reação de Neutralização parcial da Base
Ácidos – São substâncias que aumentam a concentração de cátions relacionados com o solvente
Base – São substâncias que aumentam a concentração de ânions relacionados com o solvente
No solvente NH3 um ácido produz NH4+ e uma base
produz NH2-
No solvente SO2 um ácido produz SO2+ e uma base,
SO32-.
Ampliação do conceito ácido e base
São as reações em que ocorre pelo menos uma oxidação e uma redução.
Oxidação é o processo pelo qual um elemento perde elétrons, portanto aumenta o nox.
Redução é o processo em que um elemento ganha elétrons, portanto diminui o nox.
Reações em soluções aquosas - Classificação
• Reação sem transferência de elétrons formação de nova fase ou formação de um eletrólito ) •Reação com transferência de elétrons (oxidação-redução ou redox)
Reação óxido-redução
Oxidação e redução ocorrem sempre juntas nenhuma substância é oxidada sem que a outra seja reduzida.
Agente redutor é a substância que é oxidada
Agente Oxidante é a substância que é reduzida.
Reações em soluções aquosas - Classificação
O Sódio (Na) oxidou 0 → +1 O Hidrogênio (H) reduziu +1 → 0
Reação óxido-redução
• Os metais tem sempre tendência para ceder eletrons; consequentemente, os metais se oxidam e agem como redutores
• Os não-metais tem sempre tendência para receber eletrons; consequentemente, os não metais se reduzem e agem como oxidantes.
REGRAS PARA O BALANCEAMENTO 1° ) O número de oxidação de qualquer elemento livre (não combinado é igual a zero) 2°) O número de oxidação para qualquer íon monoatômico simples (Na+ ou Cl-) é igual a carga do íon . A carga de um íon poliatômico pode ser vista como sendo o número de oxidação líquida do íon. 3°) A soma dos números de oxidação de todos os átomos em uma molécula ou íon poliatômico precisa ser igual a carga da partícula 4°) Em seus compostos , a) o Flúor tem número de oxidação igual a -1, b) O Hidrogênio tem número de oxidação igual a +1 c) O Oxigênio tem número de oxidação igual a -2 5°) Ou Lembrar dos elementos da tabela periódica Grupo 1A- formam íons de carga +1 Grupo 2A - formam íons de carga +2
REGRAS PARA O BALANCEAMENTO 6°) Em compostos iônicos binários com metais, os não metais tem número de oxidação igual as cargas de seus ânions. EX: Fe2O3 O
2-
Mg3P2 P-3
1º) Determinar, na equação química, qual espécie se oxida e qual se
reduz.
a) KMnO4 + HCl → KCl + MnCl2 + H2O + Cl2
2º) Encontrar os Δoxid e Δred .
◦ Δoxid = número de elétrons perdidos x atomicidade do elemento
◦ Δred = número de elétrons recebidos x atomicidade do elemento
Reação óxido-redução
•3°Calcular o total de eletrons perdidos de recebidos pelos elementos que sofrem oxidação e redução.
4° – O coeficiente do elemento que sofre oxidação será o total de eletrons
recebidos, e o coeficiente de elemento que sofre redução será,
respectivamente, o total de eletrons perdidos .Devemos colocar o
coeficiente sempre ao lado dos elementos que apresentaram variação no
NOX.
Reação óxido-redução
5o – Agora basta finalizar o ajuste por tentativas. E teremos como resultado
final a seguinte equação balanceada:
2KMnO4 + 16HCl → 2KCl + 2MnCl2 + 8H2O + 5Cl2
Reação óxido-redução
EXERCÍCIO
1. Identifique a substância que foi oxidada e reduzida, o agente redutor e
agente de oxidação. Fazer o balanceamento da equação.
a) MnO2 +KClO3 + KOH K2MnO4 + KCl + H2O.
4+ 2- +1 +5 -2 +1 -2+1 +1 +6 -2 +1 -1 +1 -2
Aumentou 2e_ (Oxidação)
Perde 6 e- (redução)
6MnO2 + 2KClO3 + 12KOH 6K2MnO4 + 2KCl + 6H2O.
A água é sempre formada na neutralização H+ (aq) + OH- (aq) → H2O(aq)
◦ Estequiometria da reação 1: 1:1
Exemplo: Quantos mililitros de uma solução de NaOH com concentração 0,1 mol/l são requeridos para neutralizar 25 mL de HCl a 0,3 mol/l?
HCl H+ + Cl- (1:1:1)
◦ M = n°mols/ volume (l)
◦ 0,3 = n° mols/25 x 10-3 n° de mols = 7,5 x 10-3 HCl
ou H ou Cl relação 1:1:1
Exercício