quimica_pbvest_modulo2

AULA 09:ESTUDO DOS SAIS e ÓXIDOS

II) ÓXIDOS(ExOy) São compostos binários onde o elemento mais eletronegativo é o oxigênio.

I) SAIS “São compostos iônicos que possuem pelo menos um cátion diferente de H+ e um ânion diferente de OH - “

NOMENCLATURA de ÓXIDOS MOLECULARES ( NÃO METÁLICOS)

A reação de um ácido com uma base produz SAL e água, em uma reação chamada de NEUTRALIZAÇÂO, que pode ser total ou parcial.

(mono , di ,tri...) óxido de (di, tri, ...) nome de E

NEUTRALIZAÇÃO TOTAL Quando o sal formado não possui nenhum hidrogênio ionizável, nem hidroxila,

Exemplos: CO - monóxido de carbono P2O5 - pentóxido de difósforo CO2 - dióxido de carbono SO3 - trióxido de enxofre

+ NaOH  NaCl + H2O sal neutro

HCl

NOMENCLATURA de ÓXIDOS IÔNICOS (METÁLICOS) Possuem nomenclatura idêntica a das bases, trocando, hidróxido por óxido, assim:

Nomenclatura dos sais neutros: derivam do nome dos ácidos e bases que lhe deram origem, trocando as terminações, ÍDRICO ICO OSO

por por por

Na2O = óxido de sódio

ETO ATO ITO

Al2O3 = óxido de alumínio

CaO = óxido de cálcio

FeO = óxido de ferro(II)

CLASSIFICAÇÃO DOS ÓXIDOS

Assim, seu nome será:

*ANFÓTEROS: reagem com ácidos ou bases fortes, em ambos os casos, produzindo sal e água, os mais comuns são: Al2O3, ZnO , PbO

(Nome do ânion + terminação) de ( nome do cátion(*) )

*ÓXIDOS MISTOS, DUPLOS ou SALINOS: resultam da combinação de dois óxidos do mesmo elemento, como Fe3O4 e Pb3O4

Lembre-se: *o ferro possui os cátions Ferro(II) e Ferro(III), *o cobre possui os cátions cobre(I) e cobre(II) , *o chumbo possui os cátions chumbo (II) e chumbo (IV)

*ÓXIDOS NEUTROS OU INDIFERENTES: não regem com ácido, base ou água, são eles: CO, NO e N2O.

Exemplos: NaCl = Cloreto de sódio

FeBr2 = Brometo de ferro(II)

K2S

FeBr3 = Brometo de ferro(III)

= Sulfeto de potássio

*PERÓXIDOS: são formados principalmente por elementos da família 1A formando óxidos do tipo Me2O2 como a água oxigenada, por exemplo: H2O2 ou elementos da família 2A formando óxidos do tipo MeO2 como BaO2. *ÓXIDOS BÁSICOS: reagem com água produzindo base e com ácidos produzindo sal e água . Com metais alcalinos são do tipo Me2O , como : K2O ; e com alcalinos terrosos, do tipo MeO , como: CaO

NÃO ESQUEÇA!

Ânion

nome

Ânion

Íon sulfato Íon carbonato Íon nitrato

nome

Íon fosfato Íon bicarbonato -

*ÓXIDOS ÁCIDOS ou ANIDRIDOS: reagem com água produzindo ácidos e com bases , produzindo sal e água.

São os grandes responsáveis pela CHUVA ÁCIDA, o óxidos não metálicos mais famosos são CO2 ,SO2 ,SO3 e NO2 ,porém também temos óxidos ácidos metálicos como Mn2O7 .

-

Assim, compostos oxigenados podem ser facilmente nomeados, como: FeSO4 = sulfato de ferro (II) CaCO3 = carbonatop de cálcio

NaHCO3 = bicarbonato de sódio AlPO4 = fosfato de alumínio

SOLUBILIDADE DOS SAIS EM ÁGUA Como regra geral, dizemos que são solúveis em água , os sais do(s): CH3COO - = íon acetato = íon nitrato = íon amônio Metais alcalinos ( Li, Na, K, Rb, Cs e Fr)

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QUÍMICA

EXERCÍCIOS DE SALA

EXERCÍCIOS DE CASA 1)(UFPB)Considere as equações representadas abaixo.

1) Uma solução obtida pela adição de sulfato de alumínio e nitrato de amônio sólidos em água contém os íons , Al3+ , e As citadas substâncias podem ser representadas pelas fórmulas a) AlSO4 b) Al2SO4 c) Al2(SO4)3 d) Al3(SO4)2 e) Al(SO4)2

e e e e e

H3PO4 ( l )

+ –3 H 2O   3H3O (aq) + PO4 (aq)

Mg O( s )

H 2O   Mg(OH)2(aq)

H O

2 Ca (OH)2 ( s )    Ca+2(aq) + 2OH –(aq)

(NH4)2NO3 (NH4)2 NO NH4NO3 NH4NO3 NH4(NO3)2

H O

2 NH4HSO3 ( s )    NH4+(aq) + HSO3–(aq) Com base nessas equações, é correto afirmar que os compostos H3P O4 ( l ) , Mg O ( s ) , Ca (OH)2(s) e NH4HSO3(s) pertencem, respectivamente, às funções:

a)ácido, base, óxido, sal b)base, óxido, sal, ácido c)ácido, óxido, base, sal

2)O anidrido sulfúrico é o óxido de enxofre que em reação com a água forma o ácido sulfúrico. Nas regiões metropolitanas, onde o anidrido é encontrado em grandes quantidades na atmosfera, essa reação provoca a formação da chuva ácida. As fórmulas do anidrido sulfúrico e do ácido sulfúrico são, respectivamente:

d)sal, ácido, base, óxido e)óxido, base, sal, ácido

2)(AMÉRICO-2011) As fórmulas dos nitratos , sulfatos e fosfatos de metais alcalinos terrosos, são: (observação: Me = metal alcalino terroso)

a) SO3 e H2SO4 b) SO2 e H2SO3 c) SO2 e H2SO4 d) SO e HSO3 e) SO4 e H2SO4

a) MeNO3 , MeSO4 e MePO4 b) Me(NO3)2 , MeSO4 e Me3(PO4)2 c) MeNO3 , Me(SO4)2 e MePO4 d) Me(NO3)2 , Me(SO4)2 e Me2(PO4)3 e) Me2NO3 , Me2SO4 e Me3(PO4)3

3)As funções inorgânicas são divididas em ácidos, bases, sais e óxidos segundo suas propriedades químicas. A seguir temos exemplos de cada uma das funções citadas: I) Ca(OH)2 III) HClO4 II) Fe2O3 IV) Mg(NO3)2 Assinale a alternativa que apresenta a ordem correta das substâncias relacionadas às suas funções. a) Ácido, base, sal e óxido. b) Óxido, base, sal e ácido. c) Base, óxido, ácido e sal. d) Base, óxido, sal e ácido. e) Óxido, base, ácido e sal.

3) Discutem-se ultimamente os distúrbios ecológicos causados pelos poluentes ambientais. A chamada "chuva ácida" constitui-se num exemplo das consequências da poluição na atmosfera, onde a formação de ácidos pode ser obtida a partir da dissolução de certas substâncias na água da chuva. Dentre as substâncias passíveis de formar ácidos quando adicionadas à água, podemos citar: a) SO3 b) Na2O c) Al2O3 d) CaO e) BaO

4)Assinale , entre as opções a seguir, aquelas que apresentam somente sais e as que apresentam somente óxidos básicos I. H2O , NaCl , HCl. II. NaF, CaCl2 , KCN. III. HNO3, NaOH, BaCO3 IV..SO2 , SO3 , CO2 V. CaO , BaO , Na2O

4)Assinale a alternativa onde existe correlação entre a fórmula e o nome dos compostos: a) NH4CNO - cineto de amônio b) Ca3N2 - nitrato de cálcio c) KBrO3 - brometo de potássio d) NH4Cl - clorito de amônio e) ZnS - sulfeto de zinco

5)(UFPB-adaptado)Um exemplo nocivo da ação humana no meio ambiente é o efeito da chuva ácida sobre a biodiversidade. Os gases resultantes dos processos industriais, presentes na atmosfera das áreas densamente industrializadas e povoadas, são responsáveis pela chuva ácida, que afeta plantas, monumentos históricos, o próprio solo etc.

5) (Mackenzie-adaptada) A alternativa que apresenta as fórmulas corretas do : fosfato de potássio, fluoreto de cálcio , brometo de alumínio e fosfato de bário são, respectivamente: [Dados: K+ , Ca2+, Ba2+, Al3+ , F- , Br - , a)KPO4 , CaF2 , AlBr3 e Ba3(PO4)2 b)K3PO4 , CaF , AlBr e Ba3(PO4)2 c)K(PO4)2 , CaF2 , AlBr3 e Ba3PO4 d)K3PO4 , CaF2 , AlBr3 e Ba3(PO4)2 e)K3PO4 , CaF2 , AlBr3 e Ba(PO4)2

GABARITO As seguintes reações representam alguns dos mais importantes processos que contribuem para a formação da chuva ácida: SO3(g) + H2O(l)  X(aq) CO2(g) + H2O(l)  Y(aq) Com respeito a esses processos químicos, verifica-se que as letras X, Y e Z correspondem aos seus respectivos produtos de reação em a)X=H2SO4

e Y=H2CO3

b)X=H2SO3

e Y=HCO3

c)X=H2SO3 e

d)X=HSO4 e e)X=HSO3

e

01-C

02-B

03-A

O4-E

05-D

Y=H2CO3 Y=H2CO3

Y=H2CO3

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QUÍMICA

AULA 10: O MOL

e) O MOL A contribuição mais conhecida do italiano Lorenzo Romano Amedeo Carlo Avogadro (1776-1856), conde de Quaregna e Cerreto, advogado que se tornou físico perto dos 30 anos de idade, aconteceu depois de sua morte.

Massa Atômica (M.A.) É o nº que indica quantas vezes um átomo é mais pesado que do isótopo-12 do carbono (O CARBONO FOI ESCOLHIDO COMO O PADRÃO DAS MASSAS ATÔMICAS) .

Imagine se o carbono fosse dividido em 12 partes iguais(figura abaixo), uma das partes é a unidade de massa atômica (u).

=> Portanto, quando dizemos que o átomo de magnésio possui M.A. = 24u, significa dizer que este átomo pesa :

Entre outras obras em vida, Avogadro foi o primeiro a publicar, em 1811, a ideia de que os elementos químicos poderiam existir como moléculas - palavra latina (utilizada até então indiscriminadamente) que ele adotou para sua hipótese, que explicava por que misturar um volume de gás hidrogênio com o mesmo volume de gás cloro não resultava no dobro de volume de gás. A razão era a formação de compostos mistos dos dois elementos - moléculas.

A conclusão final de seu trabalho, de que 'volumes iguais de todos os gases à mesma temperatura e pressão contêm o mesmo número de moléculas', ficou conhecida como o Princípio de Avogadro.

No entanto, o complicado nome do italiano é mais lembrado em razão das decorrências póstumas de suas pesquisas. Tendo como base o legado de Avogadro, na segunda metade do século 19 químicos europeus como o italiano Stanislao Cannizzaro (18261910) e o austríaco Johann Joseph Loschmidt (1821-1895) fizeram descobertas que culminaram com a descoberta do número de Avogadro (uma homenagem póstuma ao físico), constante fundamental da natureza que define o que é um mol.

O MOL, nada mais é que uma quantidade (assim como uma dúzia ou uma centena), especialmente utilizada para fazer a conversão entre a massa de uma determinada substância e o número de átomos ou moléculas a ela correspondente.

Portanto, 1 mol de qualquer matéria contém 6,02 x 1023 quantidades

do C12 ou Seja, pesa = 2 vezes mais que o C12.

24 x

Observação: Na tabela periódica são colocadas as massas atômicas pela média aritmética ponderada dos isótopos de um elemento, por exemplo: As amostras naturais do lítio possuem 7,5% do 6 Li e 92,5% de 7Li, portanto a massa atômica deste elemento, aquela que aparece na TABELA PERIÓDICA, será dada por,

M.A.Li =

Massa Molecular (M.M.)

MASSA MOLECULAR (MM) = M.A.

CONSTANTE DE AVOGADRO(N)= 6,02 x 10-23

Exemplo: H2SO4 MM= 2 x 1 H

Um passo importante para o estudo deste assunto é o entendimento do que está contido em 1 MOL de qualquer espécie de matéria. Assim, em consideraremos durante todo esse capítulo N= 6 x 1023 , vejamos o exemplo abaixo ,sendo dadas as massas atômicas : H=1u ; P=31u ; O=16u,

H = 1u S = 32u O = 16u + 1 x32

+ 4 x 16 = 98u

S

O contém

H

Massa Molar (M.M.)

1 mol de H4 P2 O7 Massa molecular

O

2 mols de fósforo(P)

Exemplos: Massa atômica

P

4 mols de hidrogênio(H)

Corresponde a massa atômica ou molecular, expressa em “g/mol”

Espécie

4x1+2x31+7x16= 178g

contém

7 mols de oxigênio(O) 13 mols de átomos

Massa molar

4x6x1023 átomos de H H O H2O

1u 16u -

2x1+16=18u

1g/mol 16g/mol 18g/mol

contém

2x6x1023 átomos de P 7x6x1023 átomos de O 13 x 6x1023 átomos

Observe que quando nos referimos a cada elemento separadamente, ou usamos a palavra mol, ou a substituímos pela quantidade que ela representa 6x1023

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QUÍMICA

EXERCÍCIOS DE CASA EXERCÍCIOS DE SALA

1) (américo-2011)_O corpo humano necessita diariamente de 12 mg de ferro(MM=56g/mol). Uma colher de feijão contém cerca de 4,0 × 10-5 mol de ferro. Quantas colheres de feijão, no mínimo, serão necessárias para que se atinja a dose diária de ferro no organismo? a) 1 b) 3 c) 5 d) 7 e) 9

1)(Fuvest) O carbono ocorre na natureza como uma mistura de átomos dos quais 98,90% são 12C e 1,10% são 13C.Com esses dados, podemos concluir que a massa atômica do carbono natural, vale: a) 12,01g/mol d) 12,10u b) 12,01u e) 12,10g/mol c) 13,00u 2)(AMÈRICO-2011)A sacarose (C12H22O11), o açúcar comum comercial, é amplamente distribuído entre as plantas superiores.

Encontra-se na cana de açúcar (Sacharum officinarum) e na beterraba (Beta vulgaris), a garapa contém de 15-20% de sacarose. É doce e a sua fermentação por leveduras é muito utilizada comercialmente. Sobre a molécula da sacarose, é correto afirmar: a) uma molécula de sacarose pesa 342g. b) uma molécula de sacarose pesa 342u c) 6,02 x 1023 moléculas de sacarose pesam 342g. d) A massa molecular da sacarose é 342g/mol e) A massa molar da sacarose é 342u

2) Em 1,0 litro de álcool etílico , C2H5OH , cuja 0,80 g/mL. temos: a) 6,0 x 1023 moléculas b) 1,0 × 1023 moléculas c) 2 átomos de carbono d) 1,0 x 1025 moléculas e) 10 mols de moléculas

densidade é

3) Sabendo-se que a composição isotópica do cloro é : 75% de 35Cl e 25% de 37Cl, podemos afirmar que a massa atômica do elemento cloro é:

3)(AMÈRICO-2011) A dose diária recomendada de vitamina C (C6H8O6) é aproximadamente 62 mg. Quando uma pessoa ingere um comprimido contendo 1760mg de vitamina C, o número de moléculas ingeridas foi de:

a) 35,0u b) 37,0u c) 34,0u

a) 6 x 1023 b) 2 x 1022 c) 6 X 1021 d) 3 X 1023 e) 1 x 1023

d) 38,0u e) 35,4u 4)(UFPB)Quando se leva um susto, o coração dispara.Neste momento, é liberada uma substância na corrente sanguínea, chamada adrenalina, cuja fórmula estrutural está representada abaixo:

4)Em um mol de carbonato de cálcio, temos: a) 1 molécula de CaCO3 b) 1 átomo de cálcio c) 1 átomo de carbono d) 3 átomos de oxigênio e) 5 x 6 x 1023 átomos

Em relação a essa substância, analise as proposições a seguir I. Uma molécula de adrenalina possui nove átomos de carbono e um de nitrogênio II. Um mol de adrenalina contém treze mols de átomos de hidrogênio.

III. A massa de 6,0 x 1023 moléculas de adrenalina é igual a 183g IV. Em um mol de adrenalina existem três átomos de oxigênio

ANOTAÇÕES

Estão corretas: a)apenas I e II b)apenas I ,II e III c)apenas I e IV

d) apenas I e III e) todas

GABARITO

01-C

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02-D

03-E

04-B

QUÍMICA

AULA 11: CÁLCULO DE FÓRMULAS Fórmula Centesimal ou Percentual

1 mol de átomos de Fósforo(P)

corresponde

31g

X mols de átomos de Fósforo(P)

corresponderá

23,3g

Indica a percentagem em massa de cada componente em uma molécula, pode ser determinado da seguinte forma:

X= 0,75mols de Fósforo(P)

1 mol de átomos de Oxigênio(O) Massa Molecular

100%

Massa de cada elemento

X mols de átomos de Oxigênio(O)

X%

corresponde

corresponderá

16g 42,1g

X= 2,63mols de Oxigênio(O) 2o) Os números de mols de cada átomo devem ser inteiros, portanto devemos utilizar um “artifício de cálculo” , ou seja,

Assim, a composição centesimal da água é:(H=1u;O=16u) MM (H2O) = 2 x1 + 16 H

= 18u

“ Se pelo menos um dos números de mols for decimal, devemos dividir todos os valores pelo MENOR valor encontrado” , no exemplo dado teremos:

O

18u

100%

%H 2u

Na = 1,50 ÷ 0,75 = 2 P = 0,75 ÷ 0,75 = 1 O = 2,63 ÷ 0 ,75= 3,5

X%

“ Se algum dos números de mols ainda for decimal, devemos multiplicar todos os valores pelo menor valor que os transforme em inteiro” , assim,

X= 11,11%H

Como a percentagem total é igual a 100%, podemos afirmar que,

Na = 2 x 2 = 4 P =1 x2=2 O = 3,5 x2 = 7

% Oxigênio + % Hidrogênio = 100% % Oxigênio = 100% - % hidrogênio

FORMULA MÍNIMA= ( Na4P2O7)

Fórmula Molecular = ( Fórmula Mínima)X % Oxigênio = 88,89% X=

Portanto, a fórmula centesimal da água é:

H11,11%O88,89%

Exemplo: Uma certa substância pura apresenta em sua composição centesimal 40,9% de carbono, 4,55% de hidrogênio e 54,6% de oxigênio. Sabendo-se que a massa molecular desta substância vale 176u, qual sua fórmula molecular?(C=12u;H=1u;O=16u)

Fórmula Mínima, Empírica ou Estequiométrica S Exemplo : Determine a fórmula mínima de uma substância pura cuja sua composição centesimal é 34,6% de sódio, 23,3% de fósforo e 41,1% de oxigênio.(dados: Na=23u;P=31u;O=16u)

Solução: Em primeiro lugar devemos determinar o número de mols de todos os átomos, assim,

Procedimentos:

nC =

1o) Determinar os números de mols de constitui a molécula.

cada átomo que

nH = nO =

Consideraremos para qualquer exercício, uma massa inicial de 100g da substância pura,portanto, neste caso teremos que: 34,6% de sódio corresponde a 34,6g de sódio, 23,3% de fósforo corresponde a 23,3g de fósforo e 41,1% de oxigênio corresponde a 42,1g de oxigênio.

Os números de mols contidos em cada uma quantidades é ,

= 3,40 ÷3,40= 1 x 3

=3

÷3,40= 1,33 x 3 = 4 3,40= 1 x 3

=3

Fmínima = C3H4O3 MMFórmula mínima = 88u

X= Portanto, a fórmula molecular é:

destas

Fórmula Molecular = (Fórmula Mínima)X Fórmula Molecular = (C3H4O3 )2 = C6H8O6

1 mol de átomos de Sódio(Na) X mols de átomos de Sódio(Na)

corresponde

corresponderá

23g 34,6g

X= 1,50mols de sódio(Na)

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QUÍMICA

EXERCÍCIOS DE SALA

EXERCÍCIOS DE CASA

1)(UFPB)Minerais de ferro possuem grande valor comercial e são largamente explorados no território nacional por grandes empresas.

Dois desses minerais destacam-se: a hematita (Fe2O3) e a magnetita (Fe3O4).Sobre esses dois minerais, é correto afirmar:

1)A água oxigenada é uma solução de peróxido de hidrogênio (H2O2), fortemente anti-séptica, por liberar O‚. Os percentuais, em massa, de hidrogênio e oxigênio, neste composto são, respectivamente:

a)O número de Avogadro de moléculas de F e 3O4 pesa 232u . b)A hematita e a magnetita possuem, respectivamente, 60% e 40% de Fe. c)A fórmula percentual da hematita é F e 30,0% O 70,0%. d)A massa da molécula de Fe 2O3 equivale a 160g . e)A fórmula percentual da magnetita é Fe 72,4% O 27,6%.

a) 2% e 2% b) 2% e 32% c) 4,0% e 4,0% d) 5,9% e 94,1 % e) 50% e 50% 2) A determinação da fórmula mínima através da análise elementar é importante na determinação da fórmula molecular das substâncias químicas. Uma substância de massa molecular 200u, contém 72% de carbono, 16% de oxigênio e 12% de hidrogênio. Qual a sua fórmula molecular?

2) O etileno glicol, substância muito usada como agente anticongelante em motores automotivos, é um álcool e possui 38,7% de C, 9,7% de H e 51,6% de O. A fórmula mínima deste composto é:

a) C13H28O b) C9H12O5 c) C10H16O4 d) C12H24O2 e) C3H6O3

a) C2H3O b) CHO3 c) C3HO d) CH3O2 e) CH3O

3)(UFPB) Em relação à glicose , que apresenta a composição percentual: 40,0% de carbono, 6,7% de hidrogênio e 53,3% de oxigênio e massa molar 180g/mol, é INCORRETO afirmar que: a) sua fórmula mínima é CH2O b) sua fórmula mínima é C2H4O2 c) 54g de glicose correspondem a 0,3mol dessa substância d) sua fórmula molecular é C6H12O6 e) em 180g de glicose existem 6,02 x 1023 moléculas dessa substância.

3)(UFPB)O principal responsável pelo sabor amargo da cerveja é o mirceno.Sabendo-se que a composição centesimal deste composto é 88,2% de carbono e 11,8% de hidrogênio, é correto afirmar que o mirceno tem como fórmula empírica a) C10H16 b) CH2 c) C3H5 d) C2H2 e) C5H8

4) A análise elementar de um composto organoclorado forneceu a seguinte composição centesimal: 37% de carbono, 8% de hidrogênio e 55% de cloro.Com base nessa informação, pode-se afirmar que a fórmula molecular do composto é

ANOTAÇÕES

a) C2H5Cl b) C2H2Cl2 c) C4H5Cl d) C6H5Cl e) C5HCl 5)Uma determinada substância apresenta, em massa, 43,4% de sódio, 11,3% de carbono e 45,3% de oxigênio. Sua fórmula molecular será: a) Na2CO b) Na2CO4 c) Na2C2O6 d) Na2CO3 e) Ba2C2O7 GABARITO 01-A

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02-D

03-B

04-A

05-D

QUÍMICA

AULA 12: ESTUDO DOS GASES I

1ª)LEI DE BOYLE-MARIOTTE : TRANSFORMAÇÃO ISOTÉRMICA

“A temperatura constante, volume de uma determinada massa gasosa é inversamente proporcional à pressão.”

TEORIA CÍNÉTICA DOS GASES



A temperatura (T) constante:

O volume real das moléculas é desprezível em relação ao espaço vazio que existe entre elas.

P1V1 = P2V2

Conclusão : Os gases são compressíveis e expansíveis e ocupa todo o espaço que lhe é oferecido , ou seja:

Representação gráfica é,

“O volume do gás corresponde ao volume do recipiente que o contém” 

As moléculas dos gases estão em constante movimento retilíneo e desordenado (caótico) , chocando-se entre si elasticamente.

2ª)LEI DE GAY-LUSSAC : TRANSFORMAÇÃO ISOBÁRICA

Conclusão : A pressão exercida pelo gás é consequência das colisões entre suas moléculas e as paredes do recipiente que o contém.

“Sob pressão constante, o volume ocupado por uma determinada massa de gás ideal, é diretamente proporcional à temperatura absoluta.”

“A pressão que o gás exerce é diretamente proporcional a quantidade de gás no recipiente”

A pressão (P) constante: V1





T1

A temperatura que um gás se encontra é uma medida da energia cinética média de todas as moléculas: numa dada temperatura todos os gases tem a mesma energia cinética média.

V2 T2

Representação gráfica é,

Conclusão : A energia cinética média das moléculas de um gás ideal é diretamente proporcional a temperatura termodinâmica” ̅~T 3ª)LEI DE CHARLES : TRANSFORMAÇÃO ISOVOLUMÉTRICA

ESTADO DE UMA DADA MASSA DE GÁS IDEAL

“Quando o volume permanece constante a pressão exercita por

“ São as condições de pressão (P), volume (V) e temperatura (T) em que certa massa de GÁS IDEAL se encontra”

uma determinada massa de gás ideal é diretamente proporcional à

As grandezas P, V e T são denominadas variáveis de estado.

A volume (V) constante:

temperatura absoluta.”

P1

Observe o quadro abaixo, onde encontramos as unidades das variáveis de estado e suas transformações: Variável de estado P V T

Unidade(s) Atm,mmHg,Pa m3 , L , mL=cm3 K

T1

P2 T2

Representação gráfica é,

transformações 1atm=760mmHg=105Pa 1m3=1000L ; 1L=1000mL T(K)= t0C + 273

P (atm)

TRANSFORMAÇÕES GASOSAS

,,,, Quando ocorre variação de pressão, volume e temperatura simultaneamente, podemos escrever a EQUAÇÃO GERAL DOS GASES:

São as mudanças de estado sofridas por uma massa fixa de gás ideal, devido a alteração de suas variáveis de estado. Estas transformações são estudadas de acordo com as LEIS DO

P1V1 P2V2  T1 T2

ESTADO GASOSO.

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

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QUÍMICA

EXERCÍCIOS DE CASA EXERCÍCIOS DE SALA

1) O gráfico abaixo representa uma transformação isovolumétrica para um gás ideal de um estado inicial 1 para um estado final 2

1)O estudo das propriedades macroscópicas dos gases permitiu o desenvolvimento da teoria cinético-molecular, a qual explica, ao nível microscópico, o comportamento dos gases. A respeito dessa teoria, assinale as afirmações corretas I. O comportamento dos gases está relacionado ao movimento uniforme e ordenado de suas moléculas.

II. O volume do gás independe do recipiente que o contém.

III. Os gases ideais não existem, pois são apenas modelos teóricos em que o volume das moléculas e suas interações são considerados desprezíveis.

IV.A pressão de um gás dentro de um recipiente está associada às colisões das moléculas do gás com as paredes do recipiente.

V.A energia cinética média das moléculas de um gás ideal é inversamente proporcional a temperatura absoluta

P(N/m2) 1 5000

3000 2

T2

500

O valor de T2 em , é igual a: 0 0 a) 600K b) 500 C c) 400 C

2) Observe as transformações descritas no gráfico abaixo,

T(K)

d) 300K

e) 200K

2)As figuras a seguir representam os sistemas A, B e C, constituídos por um gás ideal puro.

A análise do gráfico anterior, que mostra as transformações sofridas por um gás ideal quando variamos a sua temperatura, pressão ou volume, nos permite afirmar que o gás evolui: a) Isobaricamente de 1 a 2. b) Isometricamente de 4 a 2. c) Isotermicamente de 2 a 3. d) Isometricamente de 3 a 4 e) Isobaricamente de 3 a 4.

Sobre os sistemas representados, assinale as afirmações corretas.

I. Aquecendo-se isobaricamente o sistema A, até uma temperatura T2 = 2T1 seu volume será duplicado.

II. Aumentando-se a pressão P, exercida sobre o pistão do sistema A, mantida constante a temperatura T1 o volume do sistema será reduzido.

III. Resfriando-se o sistema B, até que a temperatura seja reduzida à metade do valor inicial, sua pressão será duplicada.

IV. Triplicando-se o número de mols do gás contido no sistema B, mantida constante a temperatura T1 , a pressão também será triplicada.

V. Abrindo-se a válvula que conecta os dois recipientes do sistema C, o volume ocupado pelo gás será o do recipiente maior

3) ”O uso de amoníaco (NH3) nos cigarros aumenta o

impacto e o efeito da nicotina. (...) com esse estudo confirmamos o que antes desconfiávamos: as empresas manipulam a quantidade de amoníaco com o propósito de reforçar a nicotina, disse o deputado Henry Waxman (E.U.A)”. ”Jornal do Brasil” - 31/7/97.

Suponha que uma amostra de cigarro contenha 5ml de NH3 , a 27°C. Se aquecermos o cigarro a 627°C, mantendo a pressão constante, o volume de NH3 , em L será de: a)150 b)15 c)0,15 d) 0,015 e) 0,0015

3)Uma certa massa de gás ideal ocupa um volume V litros a 27oC , sob pressão de 2atm. Qual será o novo volume ocupado por esta massa de gás ideal se a temperatura dobrar e a pressão for reduzida a ¼ da inicial? a) aumentará 8 vezes b) aumentará 4 vezes c) será reduzida a ¼ da inicial d) será reduzida a ½ da inicial e) quadruplicará

4) Uma certa massa de gás ideal ocupa um volume de 30L a 0 27 C sob pressão de 1520mmHg. Qual será o volume ocupado por esta massa de gás ideal se a temperatura 0 aumentar 100 e a pressão passar para 4atm? a)20L b)10L c)30L d)40L e)50L

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GABARITO

01-D

14

02-I,II,IV

03-A

QUÍMICA

LEI DAS PRESSÕES PARCIAIS (DALTON) AULA 13: ESTUDO DOS GASES II

Pressão parcial (p) É a pressão que um dado volume de gás exerce dentro de um recipiente em relação à pressão que ele exerceria se ocupasse todo o seu volume

EQUAÇÃO DE CLAPEYRON A equação de Clapeyron tem este nome em homenagem ao Físico Francês Benoit Paul Émile Clapeyron que viveu entre os anos de 1799 e 1864. Clapeyron foi um dos criadores da Termodinâmica. Relacionando as leis de Charles, Boyle e Mariotte e GayLussac,

Ao se misturar gases diferentes num mesmo recipiente, considera-se que cada gás exerce uma determinada pressão no sistema de modo isolado. Pode-se considerar que a pressão parcial de um gás é a pressão total que ele exerceria se apenas ele estivesse contido no recipiente.

Desta forma, a soma das pressões parciais(p) dos gases é a pressão total(P) (LEI DE DALTON) Assim, podemos escrever,

Clapeyron estabeleceu uma equação que relaciona as três variáveis consideradas no estudo dos gases (pressão, volume e temperatura) e o número de mols.

P =  p 

P.V = n.R.T

Para dois gases A e B quaisquer , podemos escrever que as pressões parciais de A e B são respectivamente ,

R = a constante universal dos gases, que pode valer: R = 8,31 Joule/ (mol.K) R = 0,082 atm . L / (mol . K)

PA = P . XA

e

P B = P . XB

CONDIÇÕES NORMAIS DE TEMPERATURA E PRESSÃO (CNTP)

Onde, XA e XB são as frações molares de A e B , a fração molar de um gás “i” qualquer, é dada por:

“Quando uma certa massa de gás ideal encontra-se a uma temperatura de 00C e sob pressão de 1 atm dizemos que o mesmo se encontra nas condições normais de temperatura e pressão”

Xi 

VOLUME MOLAR “ Volume ocupado por um mol de moléculas de qualquer gás ideal, nas CNTP .”

ni nt

DIFUSÃO GASOSA Fenômeno que permite que o gás preencha uniformemente todo o espaço disponível, é uma das mais importantes propriedades físicas de um gás e é chamado de difusão gasosa.

P.V = n. R . T ↓ ↓ ↓ ↓ ↓ 1 V = 1 . 0,082. 273

EFUSÃO GASOSA A efusão gasosa é conceituada como uma forma em que um gás escapa de um recipiente, por meio de um pequeno furo, para o vácuo.

V = 22,4L PRINCÍPIO DE AVOGADRO

Thomas Graham foi um químico britânico, que estudou a efusão gasosa, ele criou a lei que o explica.

"Volumes iguais de QUALQUER GAS à mesma temperatura e pressão contém o mesmo número de moléculas"

“As velocidades de efusão dos gases são inversamente proporcionais às raízes quadradas de suas massas específicas(densidades), quando submetidos à mesma pressão e temperatura.”

DENSIDADE DOS GASES

a) Densidade Absoluta

Portanto podemos escrever, vefusão ~

Em qualquer pressão e temperatura,

√

Como nas mesmas condições de P e T ,

unidade:[g/L]

d ~ MM Podemos escrever,

b) Densidade Relativa entre dois gases “A” e “B” vefusão ~

Considerando-se as mesmas condições de temperatura e pressão teremos:

√

P.MM A dA d MM A RT   A  P.MM B dB d B MM B RT

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15

QUÍMICA

EXERCICIOS DE SALA

EXERCICIOS DE CASA 3

1) 0,4g de uma certo gás ideal ocupa um volume de 410mL, sob pressão de 1520mmHg a 1270C.Podemos afirmar que, o gás ideal em questão é o: (R=0,082atm.L.mol-1.K-1) a) ozônio(O3) b) oxigênio(O2) c) metano(CH4) d) cloro(Cl2) e) nitrogênio(N2)

1)(AMÈRICO-2011) Em um cilindro de 8,2 m de capacidade a -73° C e 760mmHg de pressão, estão contidos quantos quilogramas de gás oxigênio?

(R=0,082atm.L/K.mol ; O=16u) a) 16000 b) 500 c) 64 d) 16 e) 32

2)Um balão meteorológico de cor escura, no instante de seu lançamento, contém 100mols de gás hélio (He). Após ascender a uma altitude de 15km, a pressão do gás se reduziu a 100mmHg e a temperatura, devido à irradiação solar, aumentou para 77°C.Nestas condições ,o volume do balão meteorológico em litros e a densidade do Hélio em seu interior, são respectivamente: (dado: R = 62,3 litros . mmHg/mol . K)

2)(UFPB-adaptada) Dois balões de borracha iguais, denominados A e B, são inflados com He e CO2 , respectivamente, até adquirirem o mesmo volume, a mesma pressão interna e temperatura. Considerando-se estas informações e sabendo-se que a massa molar aparente do ar é 29 g/mol, é correto afirmar:(C=12u ; O=16u ; He=4u) a) Apenas o balão B subirá à atmosfera. b) A densidade do balão A em relação ao ar é 1,4g/L c) A densidade do balão B é de 0,15g/L d) Ambos os balões subirão à atmosfera e) A densidade do CO2 em relação ao He é 11.

a) 21,8m3 e 0,018g/L b) 43,4m3 e 1,8g/L c) 11,2L e 0,18g/L d) 21,7L e 0,184g/L e) 43,4L e 18,4g/L 3)(Ufpe) Um frasco de 22,4 L contém 2,0 mol de H2 e 1,0 mol de

3)(AMÈRICO-2011)Considere a mistura de 0,5 mol de CH4 e 1,0 mol de C2H6 e 1,5molde N2 contidos num recipiente de 30 litros a 300K. A pressão parcial do CH4 , em atmosfera, é igual a a) 1,0 b) 0,82 c) 0,50 d) 0,41 e) 0,10

N2, a 273K . Portanto, É INCORRETO afirmar que: a)as frações molares de H2 e N2 são respectivamente 2/3 e 1/3. b)as pressões parciais de H2 e N2 são respectivamente 2,0 atm e 1,0 atm. c)a pressão total no vaso é de 3,0 atm. d)ao comprimirmos os gases, até a metade do volume inicial do frasco, teremos uma pressão final de 1,5 atm. e)os gases H2 e N2 possuem densidades diferentes

4)(AMÈRICO-2011) Considerando-se três gases A (MM=17u) , B(MM=34u) e C (MM=74u) podemos concluir que , nas mesmas condições de pressão e temperatura, a ordem crescente de velocidade de efusão é: a) A<B<C b) C<B<A c) A>B>C d) A=B=C e) C>B>A

4) (UFPB) Em um recipiente fechado, contendo moléculas de O2 , N2 , H2 e CO2 , nas mesmas condições de pressão e temperatura, é feito um minúsculo orifício, por onde os gases escapam. De acordo com a lei de efusão de gases, apresentam-se, em ordem crescente de suas velocidades de efusão, as moléculas: a) O2, N2, H2 e CO2 b) H2, N2, O2 e CO2 c) CO2, O2, N2 e H2 d) H2, O2, N2 e CO2 e) H2, N2, CO2 e O2

ANOTAÇÕES

GABARITO 01-B

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16

02-A

03-D

04-C

QUÍMICA

AULA 14: CLASSIFICAÇÃO DAS REAÇÕES

a) Deslocamento do CÁTION

I)COMBUSTÃO Combustão ou queima é uma reação química que libera calor (exotérmica) entre uma substância (o combustível) e um gás (o comburente), geralmente o oxigênio, para liberar calor. Em uma combustão completa, um combustível reage com um comburente, e como resultado se obtém compostos resultantes da união de ambos, além de energia, sendo que alguns desses compostos são os principais agentes causadores do efeito estufa, quando o combustível apresentar carbono.

A

BC



AC

+ B

 cátion O deslocamento do cátion B ocorre na seguinte ordem, METAL COMUM desloca  H+ desloca  METAL NOBRE



 alcalinos, alcalinos terrosos, alumínio ,zinco ,ferro, etc

Exemplos: CH4

+

assim,

+ 2 O2 → CO2 + 2 H2O + calor

Au + metal nobre

II) DECOMPOSIÇÃO A análise (ou decomposição) ocorre quando uma substância se divide em duas ou mais substâncias de estruturas mais simples,dependendo do agente que provoca a decomposição, estas reações apresentam denominação específica, como por exemplo,



A

  

 

HCl

+ H2

nada ocorre

+

BC



AC

+ B



Ag + ½ Cl2

ânion O deslocamento do ânion C ocorre quando,

II.b)Decomposição pelo calor(PIRÒLISE OU CALCINAÇÂO) CaCO3

ZnCl2

b) Deslocamento do ÂNION

II.a) Decomposição pela luz (FOTÒLISE) AgCl

 

Zn + 2 HCl metal comum

C4H10 + 13/2 O2 → 4 CO2 + 5 H2O + calor

luz

Cu, Hg, Au , Ag, Pt

“A” for mais eletronegativo que “C”

CaO + CO2

Assim, II.b)Decomposição pela eletricidade(ELETRÓLISE) H2O

de eletricida  

F2 + NaCl

 NaF + Cl2

I2 + NaF

nada ocorre

H2 + ½ O2

III) SÌNTESE

V) DUPLA TROCA

Uma reação de síntese é uma reação química em que dois ou mais reagentes dão origem a um só produto, obedecendo à Lei de Conservação das Massas (Lei de Lavoisier). Estas reações são também conhecidas como reações de composição ou de adição.

Quando os reagentes são substâncias simples, a síntese é denominada síntese total, como por exemplo,

Em Química, uma reação de dupla troca ou reação de dupla substituição é uma reação onde há dois reagentes, ambos compostos gerando dois produtos, sendo que são igualmente dois compostos, permutando entre si dois elementos ou radicais.

1 N2

+ 3 H2

AB

 2NH3

Estas reações ocorrem quando duas substâncias compostas resolvem fazer uma troca e formam-se duas novas substâncias compostas. A reação de dupla troca ocorre quando AD e/ou CB for: menos solúvel , mais volátil ou eletrólito mais fraco (reações de ácido + base , por exemplo)que AB e/ou CD.

Porém, quando nos reagentes, temos pelo menos uma substância pura composta, a síntese é denominada síntese parcial, veja o exemplo abaixo, CO2

+ H2O



H2CO3

Exemplos:

IV) SÌMPLES TROCA

NaCl +

Uma reação de simples troca ou reação de deslocamento ou ainda reação de simples substituição é uma reação onde há dois reagentes e dois produtos, sendo que um reagente é um elemento químico e o outro é um composto, e entre os produtos há igualmente, um elemento e um composto, genericamente temos,

A + BC elemento composto



AC + composto

 AD + CB

+ CD

AgNO3

 AgCl

+ NaNO3

sal insolúvel FeS

+ 2HCl

 FeCl2 + H2S gás

HCl

B elemento

+

NaOH



NaCl

+

H2O

neutralização

A substituição ou deslocamento pode ocorrer de duas maneiras,

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17

QUÍMICA

EXERCÍCIOS DE SALA EXERCÍCIOS DE CASA

1) (AMÉRICO-2011)A coluna da direita nos mostra as reações que estão envolvidas na produção de substâncias que estão envolvidas nos itens da esquerda.

I. flashes fotográficos

2Mg + O2



1)Relativamente à equação mostrada abaixo, Al + HCl

2MgO

 CO2 +NH3 + H2O  FeCl2 + H2 2HCl+Mg(OH)2  MgCl2 +2H2O H2SO4+2KCN  K2SO4+ 2HCN

II. fermento para fazer bolos

NH4HCO3

III. ataque de ácido ao ferro

Fe + 2 HCl

IV. combate a “azia” V. câmara de gás

é INCORRETO afirmar que: a) um gás foi liberado. b) a reação é de deslocamento c) o Al é mais relativo que o hidrogênio, deslocando-o. d) o alumínio, sendo um metal nobre, desloca o hidrogênio. e) a reação é de simples troca

Assinale a alternativa que corresponde ao tipo de reação correta: a) I é uma decomposição b) II é uma síntese c) III é uma reação de deslocamento d) IV é uma reação de simples troca e) V é uma reação de combustão

2)Nas cinco equações químicas enumeradas abaixo, estão representadas reações, , qual delas não ocorre? a) Fe(s) + 2 AgNO(s)  Fe(NO3)2(aq) + 2 Ag(s) b) 3Cu(s) + 2 AlCl3(aq)  3 CuCl2(aq) + 2 Al(s) c) Zn(s) + 2 HCl(aq)  ZnCl2(aq) + H2(g) d) AgNO3 + NaCl  NaNO3 + AgCl e) Ca(OH)2 + 2HNO3  Ca(NO3)2 + 2 H2O

2)(AMÈRICO-2011)Como regra geral podemos dizer que os sais formados por : metais alcalinos, e .Baseando-se nestes dados, observe as reações abaixo, 1) KI + Pb(NO3)2  KNO3 + PbI2 2) Na2CO3 + H2SO4  Na2SO4 + H2CO3(H2O+CO2) 3) NaBr + I2  nada ocorre 4) Zn + HCl  ZnCl2 + H2 5) Cu + HCl  nada ocorre

3)(Mackenzie) Da equação 2NaBr + Cl2  2NaCl + Br2, conclui-se que: a) o bromo é mais eletronegativo que o cloro. b) ocorre uma reação de dupla troca. c) o cloro é mais reativo que o bromo, deslocando-o. d) o sódio é mais eletronegativo que o cloro. e) a reação é de decomposição

Assinale a alternativas que justificam a ocorrência de produtos ou não nas reações acima: I. a reação “1” ocorre devido o aparecimento de substância pouco solúvel entre os produtos II. a reação “2” ocorre devido a formação do gás carbônico.

III. a reação “3” não ocorre devido o sódio ser um metal nobre IV. a reação “4” ocorre devido o zinco ser um metal comum IV. a reação “5” não ocorre devido o cobre ser um metal nobre

4) A combustão representada por: a) C8H18 b) C8H18 c) C8H18 d) C8H18 e) C8H18

3) (UEPB) O ácido clorídrico (HCl) produzido por células especializadas do estômago, algumas vezes é produzido em grandes quantidades (por exemplo, em situações como de nervosismo ou alimentação inadequada), causando acidez estomacal. Geralmente, para se normalizar esta situação, usa-se um antiácido composto de hidróxido de magnésio (Mg(OH)2) e hidróxido de alumínio (AI(OH)3). Na reação do ácido estomacal com as bases indicadas, formam se respectivamente: a)1 MgCl2 + 2 H2O b)2 MgCl2 + 1 H2O c)1 MgCl + 2 H2O d)1 MgCl2 + 1/2 H2O e)1 MgCl + 1 H2O

e e e e e

 AlCl3 + H2

completa

da

gasolina

(C8H18)

pode

ser

+ O2  CO2 + H2O + 17/2 O2  8CO + 9H2O + O2  C + H2O + 9/2O2  8C + 9H2O + 25/2 O2  8CO2 + 9H2O

5)Observe a reação abaixo, KI + Pb(NO3)2

 KNO3 + PbI2

Relativamente à equação anterior, é INCORRETO afirmar que: a) a reação é de análise b) a reação é de dupla troca c) a reação ocorre espontaneamente. d) um dos produtos é um precipitado. e) representa uma reação de dupla substituição.

1 AlCl3 + 3 H2O. 3 AlCl3 + 1 H2O 1 AlCl3 + 3 H2O 1 AlCl3 + 3 H2O 1 AlCl2 + 2 H2O

GABARITO

4) Qual das reações abaixo representa corretamente a reação de combustão completa do G.N.V.?

01-D

02-B

03-C

04-E

05-A

a) CH4 + O2  CO + H2O b) CH4 + 3/2 O2  CO + 2H2O c) CH4 + O2  CO2 + H2O d) CH4 + 2O2  CO2 + 2H2O e) CH4 + O2  C + 2H2O

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QUÍMICA

AULA 15: ESTEQUIOMETRIA I

Exemplo 1 Partindo-se da combustão de 3 mols de butano, C4H10 , qual o número de mols de dióxido de carbono obtido?

A estequiometria baseia-se na lei da conservação das massas (LAVOISIER), e na lei das proporções múltiplas(PROUST).

Em geral, as reações químicas combinam proporções definidas de compostos químicos. Já que a matéria não pode ser criada ou destruída, a quantia de cada elemento deve ser a mesma em antes, durante e após a reação.

O nosso estudo se concentrará em determinar uma certa quantidade de substância formada ou consumida em uma reação química, a partir de uma certa quantidade dada de reagentes ou produtos a partir de uma reação, assim, para se fazer um cálculo estequiométrico devemos,

Solução 1º passo : escrever e balancear a reação 1C4H10 +

2º passo : separar o DADO e o PEDIDO

dado 1C4H10

0

1 ) ESCREVER A REAÇÃO BALANCEADA DO PROBLEMA 20) ELABORAR UMA REGRA DE TRÊS QUANTIDADE DADA E A QUANTIDADE PEDIDA.

ENTRE

O2 → 4CO2 + 5H2O

pedido 4CO2

3º passo : elaborar regra de três

A

Dado do enunciado

As principais relações estequiométricas são entre:

dado 1C4H10 1 mol 3 mols

pedido 4CO2 → 4 mols → X mols

pedido do enunciado

Resolução: MOL

→ MOL

MOL

→ MASSA

=> X = 12 mols de CO2

MASSA → MASSA

Exemplo 2 Partindo-se da combustão de 5 mols de metano, CH4 , qual a massa de água(MM=18g/mol) obtida?

Vamos primeiro entender que uma relação estequiométrica inicia com a relação balanceada, vejamos o exemplo abaixo:

Solução 1 N2 + 3 H2 ↓ ↓ 1 mol + 3 mols

→ produz

2 NH3 , onde podemos dizer que: ↓ 2 mols

1º passo : escrever e balancear a reação 1 CH4 + 2 O2 → 1 CO2 + 2 H2O 2º passo : separar o DADO e o PEDIDO

Mas também podemos escrever esta relação em relação a massa , pois, como já estudamos:

dado 1CH4

pedido 2 H2O

3º passo : elaborar regra de três Assim, 1 mol N2 (MM=28g/mol) => m = n .MM=1 x 28 => m=28g 3 mols H2 (MM=2g/mol) => m = n .MM=3 x 2 => m=6g

Dado do enunciado

2 mols NH3 (MM=17g/mol) => m = n .MM=2 x 17 => m= 34g

Resolução:

dado pedido 1CH4 2 H2O 1 mol → 2 .18=36g 5 mols → X gramas

(MM=18g/mol) m = n.MM pedido do enunciado

=> X = 180g de água Assim, também podemos escrever, 1 N2 ↓ 28g

+ 3 H2 ↓ + 6g

→ produz

2 NH3 , onde podemos dizer que: ↓ 34g

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19

QUÍMICA

EXERCÍCIOS DE SALA 1) O óxido nítrico (NO) é um gás que, produzido por uma célula, regula o funcionamento de outras células, configurando- se como um princípio sinalizador em sistemas biológicos. Essa descoberta não só conferiu o Prêmio Nobel de Medicina em 1998 para Ignaro, Furchgott e Murad, como também abriu as portas para muitos progressos científicos nesta área, inclusive no desenvolvimento do Viagra®. Como fármaco, a produção do NO começa com a reação entre SO2 ácido nítrico e água, originando, além desse gás, o ácido sulfúrico, de acordo com a reação:

EXERCÍCIOS DE CASA 1)A Conferência de Kyoto sobre mudanças climáticas, realizada em 1997, estabeleceu metas globais para a redução da emissão atmosférica de CO2 .A partir daí, várias técnicas para o sequestro do CO2 presente em emissões gasosas vem sendo intensamente estudadas.

Uma indústria implantou um processo de sequestro de CO2 através da reação com Mg2SiO4 , conforme a equação representada a seguir:

3SO2 + 2HNO3 +2H2O  2NO + 3H2SO4

Mg2SiO4 + 2CO2

Partindo-se de 6,4g de dióxido de enxofre, a massa de óxido nítrico obtido, é:

 2MgCO3 + SiO2

O número de mols do SiO2 formado quando 4400 g de CO2 são sequestrados, é,

a)2g b)4g c)20g d)6g e)60g

a)100 b) 200 c)50 d) 150 e) 25

2)(AMERICO-2011) O ferro é produzido na indústria a partir de um minério denominado hematita, segundo a reação:

2)(UFCG-adaptada)Alguns gases como o gás mostarda, o fosfogênio, etc são utilizados como arma de guerra devido ao alto grau de toxidez e de letalidade. A ação desses gases se deve à produção do ácido clorídrico, que é responsável pela irritação da pele, dos olhos e do sistema respiratório. No caso do fosfogênio, a produção do ácido clorídrico é devido à equação,

1Fe2O3 + 3CO → 2Fe + 3CO2 Partindo-se de 32Kg de Fe2O3 , a massa de ferro produzida será de: a) 2,24Kg b) 22,4Kg c) 4,48g d) 44,6g e) 22,4g

1C4H8SCl2 + 2 H2O  1C4H10SO2 + 2HCl Admitindo que a dose letal gás fosfogênio seja de 0,01mg de HCl(MM=36,5g/mol) por Kg de massa corporal, qual seria a quantidade aproximada de gás mostarda suficiente para matar uma pessoa com 73kg? a) 0,73mg b) 1,59mg c) 159mg d) 1,43 mg e) 73mg

3)As máscaras de oxigênio utilizadas em aviões contêm superóxido de potássio (KO2) sólido. Quando a máscara é usada, o superóxido reage com o gás carbônico (CO2) exalado pela pessoa e libera gás oxigênio (O2 ), necessário à respiração, segundo a equação balanceada: 4KO2 + 2CO2 → 2K2CO3 + 3O2

(AMERICO)Na fabricação de bolos utiliza-se o bicarbonato de amônio , NH4HCO3 , que durante o aquecimento libera dióxido de carbono, amônia e água. O dióxido de carbono é responsável pela “fofura” do bolo, se for usado pouco fermento, teremos um “bolo murcho” e se for utilizado muito, um “bolo cheio’ e bum!

Partindo-se das informações dadas e considerando-se que um pasteleiro utilizou 15,8g do fermento para fabricar um bolo, assinale as afirmações verdadeiras:

Assinale a massa de superóxido de potássio,KO2(MM=71g/mol) , necessária, em gramas, para reagir totalmente com 0,2 mol de gás carbônico. a) 6,1 b) 12,2 c) 28,4 d) 56,8 e) 4,8

 I. A reação é NH4HCO3  CO2 + NH3 + H2O  II A quantidade de água obtida é 3,6g III.Serão produzidos 0,2 mol de amônia IV.A reação é de síntese.

V. São produzidos dois mols de gases

4) Partindo-se da combustão completa de 100 mols de gasolina, C8H18(MM=114g/mol) , a massa de água obtida é de: a) 162Kg b) 16,2Kg c) 1620g d) 16200Kg e) 32g

GABARITO 01-A

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20

02-B

03-I,II,III,V

QUÍMICA

AULA 16: ESTEQUIOMETRIA II

2º) RENDIMENTO É comum uma reação química produzir uma quantidade de produto menor que a esperada pela equação química correspondente. Quando isso acontece dizemos que o rendimento da reação não foi total ou completo.

CASOS ESPECIAIS

Rendimento (R) de uma reação é o quociente entre o produto realmente obtido (Preal) e a quantidade de produto obtido teoricamente pela estequiometria (Pteórico), ou seja:

1º) GRAU DE PUREZA Todos os materiais contêm impurezas. Os químicos como lidam com materiais e não com substâncias deparam-se com este problema. 100% de pureza é, na prática, uma percentagem ideal.

Nos rótulos dos reagentes, nem os de mais elevado grau de pureza são 100% puros. Os químicos sentem, então, necessidade de determinar o grau de pureza dos materiais, como é o caso da determinação do grau de pureza de um metal num seu minério.

Em estequiometria não podemos considera as impurezas, visto que a reação trata da substância pura , portanto em toda questão devemos excluir as impurezas.

Exemplo A decomposição de 200g de CaCO3 produziu 95,2g de CaO, segundo a reação: CaCO3 → CaO + CO2 O rendimento da reação é de,

Exemplo a) 80% 200g de um calcário com 80% de pureza em CaCO 3 são decompostos, segundo a reação, CaCO3 → CaO + CO2 O volume de CO2 obtido nas C.N.T.P. vale:

b) 90%

c) 75%

d) 60%

e) 85%

solução 1º passo:

escrever a reação e balancear 1 CaCO3 → 1 CaO + 1 CO2

a) 35,84L b) 22,4L c) 44,8L d) 67,2L e) 11,2L

2º passo : separar o DADO e o PEDIDO

dado 1 CaCO3

solução

pedido 1 CaO

Observações: 1º passo:

escrever a reação e balancear 1) Esta reação pede R(%) 2) Foi dado o valor de Preal = 95,2g 3) Vamos determinar a partir da estequiometria o Pteórico

1 CaCO3 → 1 CaO + 1 CO2 2º passo : separar o DADO e o PEDIDO

3º passo : elaborar regra de três dado 1 CaCO3

pedido 1 CO2

MM=100g/mol

Observações:

Dado do enunciado

1)Neste exercício , o pedido foi o volume nas CNTP , portanto, devemos determinar o número de mols e depois fazer uma regra de três, pois já sabemos que o Volume molar = 22,4L/mol

dado 1 CaCO3

pedido 1 CaO 1x100=100g→1x56=56g 200g → X mol

MM=56g/mol pedido do enunciado

Resolução: => X = 112g CaO

2)A massa pura será,

Calculando o rendimento,

200g do calcário(CaCO3+impurezas) → 100% massa pura (g) → 80% massa pura = 160g 3º) REAGENTE LIMITANTE

3º passo : elaborar regra de três

MM=100g/mol Dado do enunciado

pedido 1 CO2 1x100=100g→ 1 mol 160g → X mol

Em estequiometria quando são dadas as quantidades de matéria de mais de um reagente, a estequiometria é feita a partir do reagente limitante, quem está em excesso não participa dos cálculos.

dado 1 CaCO3

pedido do enunciado

Resolução: => X = 1,6mols de CO2 Logo, 1 mol 1,6 mol

→ 22,4L(C.N.T.P.) → XL => X = 35,84L de CO2

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QUÍMICA

EXERCÍCIOS DE SALA

EXERCÍCIOS DE CASA

1)(AMÉRICO-2011) O minério de importância industrial para obtenção do alumínio metálico e de muitos compostos de alumínio é a bauxita, que se forma em regiões tropicais e subtropicais por ação do intemperismo sobre alumino silicatos. Apesar de ser frequentemente descrita como o minério de alumínio, a bauxita não é uma espécie mineral propriamente dita mas um material heterogêneo formado de uma mistura de hidróxidos de alumínio hidratados contendo impurezas. A bauxita de uso industrial contém : 40-60% de Al2O3(MM=102g/mol), de onde se extrai o alumínio, segundo a reação: 2Al2O3(s) + 3C(s)  4Al(s) + 3CO2(g) , Considerando-se 1 tonelada de bauxita com 51% de pureza, qual o volume de CO2 obtido nas C.N.T.P.?

1)Jacques A. C. Charles, químico famoso por seus experimentos com balões, foi o responsável pelo segundo voo tripulado. Para gerar o gás hidrogênio, com o qual o balão foi cheio, ele utilizou ferro metálico e ácido, conforme a seguinte reação: Fe + H2SO4  FeSO4 + H2 Supondo-se que tenham sido utilizados 448 kg de ferro metálico, o volume, em litros, de gás hidrogênio obtido nas C.N.T.P. considerando-se um rendimento de 75%?(dado: Fe=56u) a) 89,6 b) 179,2 c) 44,8 d) 89,6 e) 134,4

a) 168dm3 b) 168L c) 168m3 d) 84m3 e) 22,4L

2) Uma das maneiras de produzir gás metano,CH4(MM=16g/mol) é reagir carbeto de alumínio,Al4C3(MM=144g/mol) com água, de acordo com a equação não-balanceada: Al4C3 + H2O  Al(OH)3 + CH4 Reagindo-se 288gramas de carbeto de alumínio completamente com a água, são produzidos 86,4g de metano, qual o rendimento da reação?

2)Num experimento, 1000 kg do minério hematita (Fe2O3 + impurezas refratárias) foram reduzidos com coque, em temperatura muito elevada, segundo a reação , Fe2O3 + 3 C  2 Fe + 3 CO Supondo-se que a reação tenha sido completa, a massa de ferro puro obtida foi de 560 kg. Pode-se concluir que o rendimento da reação é de :(dados: Fe=56u ; O=16u ; C=12u) a) 35,0%. b)40,0% c) 55,8% d)70,0% e) 80,0%

a) 40% b) 50% c) 60% d) 90% e) 80% 3)(UFPB) No diagrama abaixo, à esquerda, está representado um conjunto de átomos X (O) e Y( ), que interagem entre si, formando moléculas, representadas abaixo,

3)(Enem-adaptada) Em setembro de 1998, cerca de 10.000 toneladas de ácido sulfúrico (H2SO4) foram derramadas pelo navio Bahamas no litoral do Rio Grande do Sul. Para minimizar o impacto ambiental de um desastre desse tipo, é preciso neutralizar a acidez resultante. Para isso pode-se, por exemplo, lançar calcário, minério rico em carbonato de cálcio (CaCO3), na região atingida.A equação química que representa a neutralização do H2SO4 por CaCO3, com a proporção aproximada entre as massas dessas substâncias é:

Com base nesse diagrama, a equação que representa a reação química é, a) 3X + 8Y b) 3X + 6Y c) 3X + 6Y d) 3X + 8Y e) X + 4Y

Pode-se avaliar o esforço de mobilização que deveria ser empreendido para enfrentar tal situação, estimando a quantidade de caminhões necessária para carregar o material neutralizante. Para transportar certo calcário que tem 80% de CaCO3, esse número de caminhões, cada um com carga de 25 toneladas, seria próximo de a) 100. b) 200 c) 300 d)400 e)500

    

X3Y8 X3Y6 3XY 3XY2 + 2Y XY2

2)O cromo é um metal empregado na produção do aço inox e no revestimento (cromação) de algumas peças metálicas. Esse metal é produzido por meio da reação a seguir: Cr2O3 + 2 Al  2 Cr + Al2O3 Partindo-se de 15,2 gramas de Cr2O3 e admitindo-se que este processo tem um rendimento de 75 %, a massa produzida de cromo é igual a: a) 11,8 g. b) 10,4 g. c) 7,8 g d) 13,8 g. e) 15,2 g. .

ANOTAÇÕES

GABARITO

01-E

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02-D

03-B

04-C

QUÍMICA