capítulo 02, Notas de estudo de Química
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Microsoft Word - capítulo 02

67

Capítulo 2

AS FÓRMULAS, AS EQUAÇÕES E A ESTEQUIOMETRIA.

TÓPICOS GERAIS

2.1 A MICROESTRUTURA DA

MATÉRIA

Os átomos

As moléculas

2.2 AS FÓRMULAS QUÍMICAS

As fórmulas moleculares

As fórmulas empíricas

As fórmulas estruturais

2.3 MASSA ATÔMICA E OUTROS TIPOS

DE MASSA

As massas atômicas

As massas moleculares

As massas de fórmulas

2.4 O MOL

O número de Avogadro

Mols de átomos

Mols de moléculas

Mols de fórmulas unitárias

2.5 A COMPOSIÇÃO

ESTEQUIOMÉTRICA

Os significados das fórmulas químicas

Determinação da análise elementar a partir

de fórmulas.

Determinação da fórmula empírica a partir

de uma análise elementar

As fórmulas moleculares

2.6AS EQUAÇÕES QUÍMICAS

O balanceamento das equações por

tentativas

2.7 ESTEQUIOMETRIA DE REAÇOES.

OS significados de uma equação química

Os cálculos estequiométricos

A análise de combustão

Problemas com reagentes limitantes

2.8 A ESTEQUIOMETRIA DE SOLUÇÃO

O soluto e o solvente

A concentração molar

A diluição

Os ácidos e as bases

As reações de neutralização

Titulação

2.9 O MOL: COMENTÁRIOS

ADICIONAIS

A terminologia de mols de coisas diferentes

O tamanho de um mol

2.10 NOMENCLATURA QUÍMICA:

PRIMEIRO CONTATO

Nomes triviais e sistemáticos

Os compostos binários

Os compostos temários contendo oxigênio

Os ácidos e as bases

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A palavra estequiometria vem das palavras gregas stoicheon, significando "elemento" e

metron, significando "medida". Atualmente, é definida como o estudo (1) das quantidades

relativas de elementos combinados em compostos e (2) das quantidades relativas de substâncias

consumidas e formadas em reações químicas. Em outras palavras, estequiometria é o estado

quantitativo da composição química (composto ou fórmula estequiométrica) e transformações

químicas (equação ou reação estequiométrica).

2.1 A MICROESTRUTURA DA MATÉRIA

OS ÁTOMOS

Hoje, muitos de nós estamos familiarizados com o conceito de átomo e estamos cientes de

que átomos são partículas submicroscópicas de que toda a matéria é composta. Ainda que seja

composto de partículas menores, o átomo é a unidade fundamental de um elemento.

Posteriormente, todos os átomos de um mesmo elemento são idênticos em quase todos os

aspectos (estes aspectos serão discutidos na Seção 5.2) e os átomos de diferentes elementos são

diferentes. Conseqüentemente, damos para um elemento e seus átomos o mesmo nome; por

exemplo, o elemento cobre é composto de átomos de cobre, e o elemento oxigênio, de átomos de

oxigênio. O símbolo para um elemento pode ser usado para representar um átomo daquele

elemento; assim, Cu pode representar um átomo de cobre e O um átomo de oxigênio.

Comentários Adicionais

Apesar de acreditarmos na existência de átomos há muitos anos, muitas das evidências

são completamente indiretas. Entretanto, em 1980, versões do microscópio eletrônico de alta

resolução foram desenvolvidas com suficiente poder de resolução para mostrar a posição de

átomos em certos sólidos. As imagens produzidas por meio destas técnicas oferecem uma base

forte, quase direta, para se acreditar que os átomos são verdadeiros.

AS MOLÉCULAS

Em muitas substâncias, os átomos são agrupados ou reunidos em agregados de 2 átomos

até números maiores, incontáveis. Tal agregado é chamado de molécula e o termo geralmente

implica um número comparativamente pequeno de átomos. No interior de uma molécula, os

átomos componentes permanecem juntos por forças chamadas ligações químicas. Sucintamente:

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uma molécula é um composto de partículas que consistem em 2 ou mais átomos quimicamente

ligados um ao outro. É importante notar que, embora as moléculas possam estar afastadas, como

nos gases, no interior de uma molécula os átomos estão relativamente presos uns aos outros

devido às fortes ligações químicas. (Ver Capítulo 8.)

Alguns elementos são compostos de moléculas. (Nestes casos, todos os átomos em cada

molécula são do mesmo elemento.) Em adição, muitos compostos consistem em moléculas.

(Cada uma dessas moléculas consiste em pelo menos dois átomos diferentes.) Entretanto, nem

todas as substâncias são moleculares na natureza. Alguns sólidos e líquidos consistem em

agregados de átomos extremamente grandes. Embora estes grandes agregados sejam algumas

vezes referidos como "moléculas gigantes", o termo molécula normalmente implica um grupo de

átomos. Discutiremos mais o assunto sobre as diferenças entre substâncias moleculares e não-

moleculares.

2.2 AS FÓRMULAS QUÍMICAS

Apenas símbolos são usados para representar elementos ou seus átomos, as fórmulas são

usadas para representar compostos ou agregados de seus átomos. Vários tipos de fórmulas

químicas são úteis; as mais importantes são as fórmulas empírica e fórmulas estruturais.

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Figura 2.2 Dióxido de carbono sólido (gelo seco), duas representações: (a) bola e vareta e

(b) espacial. O modelo da bola e vareta mostra mais claramente as relações geométricas; o

modelo espacial representa mais exatamente os tamanhos atômicos relativos e o empacotamento

em um sólido. Em cada modelo, moléculas de CO2 podem prontamente ser identificadas. Átomos

de carbono em 5 moléculas foram enumerados para mostrar a correspondência entre os tipos de

modelos.

AS FÓRMULAS MOLECULARES

A fórmula de uma molécula emprega um símbolo e um subíndice para indicar o número

de cada tipo de átomo na molécula. (O subíndice é sempre omitido.) Tal fórmula é chamada

fórmula-molecular. Uma molécula de água consiste em 2 átomos de hidrogênio e 1 átomo de

oxigênio, e assim a fórmula molecular para a água é H2O. Outro exemplo: uma molécula de

sacarose (cana-de-açúcar) consiste em 12 átomos de C, 22 átomos de H e 11 átomos de O, como

é mostrado na fórmula molecular C12H22O11. A Figura 2.1 mostra as representações de três

moléculas, suas fórmulas e seus nomes.

Nos sólidos e líquidos moleculares, as moléculas estão dispostas juntas e bem próximas.

A Figura 2.2 mostra duas representações de dióxido de carbono sólido conhecido como gelo

seco. (Veja novamente a Figura 2.2.) Observe que as moléculas de CO2 podem ser identificadas

individualmente mesmo estando próximas umas das outras.

Alguns elementos não se combinam, existindo em forma molecular, e geralmente são

representados por fórmulas moleculares. O oxigênio é encontrado no ar como molécula

diatômica O2 e o nitrogênio, como moléculas N2. Uma forma do elemento fósforo contém

moléculas tetratômicas P4 e o enxofre geralmente consiste em moléculas octatômicas S8.

(a) (b)

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Comentários Adicionais

As forças entre os átomos em uma molécula são tipicamente fortes, e as forças entre as

moléculas são geralmente muito fracas. Enxofre sólido consiste em moléculas de S8 no qual os 8

átomos de enxofre estão fortemente ligados entre si, contudo, suas moléculas permanecem juntas

devido a forças muito fracas.

AS FÓRMULAS EMPÍRICAS

Um segundo tipo de fórmula, a fórmula empírica, dá somente número relativo de átomos

de diferentes elementos em um composto, sendo que tais números são expressos como uma razão

mais simples. A fórmula empírica da glicose, a qual consiste em átomos de carbono, hidrogênio e

oxigênio em uma proporção de 1:2:1, é CH2O. (As fórmulas empíricas são também chamadas de

fórmulas mais simples.) A fórmula molecular de uma substancia é sempre um número inteiro da

sua fórmula empírica. Por exemplo, a fórmula molecular da glicose é C6H12O6 que é 6 vezes sua

fórmula empírica. Enquanto a fórmula empírica dá somente uma proporção de átomos, a fórmula

molecular dá o númeroreal de átomos de cada elemento em uma molécula individual. Em alguns

casos a proporção de átomos apresentada na fórmula molecular não pode ser reduzida para

números inteiros menores, e como um resultado, as fórmulas molecular e empírica são as

mesmas. Este é o caso da sacarose, C12H22O11.

Substâncias moleculares são geralmente representadas por fórmulas moleculares, se o

número de átomos de cada elemento na molécula é conhecido. Contudo, para substâncias que não

são compostas de moléculas, é possível escrever somente uma forma empírica. Uma das

substâncias é o carbeto de silício, um sólido duro usado como um abrasivo e conhecido como

carborundum. Este composto é constituído dos elementos silício (Si) e carbono (C); em sua

estrutura cada átomo de silício é rodeado por (e ligado a) 4 átomos de carbono, e cada átomo de

carbono e semelhantemente circundado por 4 átomos de silício, como mostrado na Figura 2.3. A

ligação normal de átomos de carbono e silício estende-se em 3 dimensões (ao longo da pequena

porção mostrada no esquema) e somente termina no limite físico do cristal carbeto de silício.

Pode-se ver que não há pequenos agregados separados de átomos nesta estrutura. Não há

moléculas no carbeto de silício.

Em uma amostra de carbeto de silício o número total de átomos de silício é igual ao

número total de átomos de carbono. Em outras palavras, a razão dos átomos de silício para os

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átomos de carbono é 1:1 e, assim, escrevemos a fórmula empírica como SiC. Exemplos de

fórmulas empíricas são ilustradas na Tabela 2.1. Note que, embora as fórmulas moleculares

possam ser escritas somente para substâncias moleculares, as fórmulas empíricas podem ser

escritas para todos os compostos.

Comentários Adicionais

A Tabela 2.1 mostra que o acetileno e o benzeno têm fórmulas empíricas iguais, mas

diferentes fórmulas moleculares. Isto não é incomum; uma fórmula empírica pode não ser

adequada para especificar um composto. (Realmente, em alguns casos quando a fórmula

molecular não distingue especificamente um composto.).

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AS FÓRMULAS ESTRUTURAIS

Um terceiro tipo de fórmulas é a fórmula estrutural. A fórmula estrutural de uma

substância molecular não dá somente o número de cada tipo de átomo na molécula, mas também

mostra como eles estão ligados entre si no interior da molécula. A Figura 2.4 apresenta fórmulas

estruturais de diversas moléculas.

2.3 MASSA ATÔMICA E OUTROS TIPOS DE MASSA

Uma importante propriedade de um átomo é sua massa. Expressa em gramas, a massa de

um átomo de oxigênio é 2,7 x 10-23g. Este número é extremamente pequeno e um grama é uma

massa muito grande em comparação com a massa de um átomo de oxigênio. Quando indicamos

massas de átomos é conveniente usarmos uma unidade massa que seja muito menor do que um

grama, na qual a massa atômica poderá ser indicada com valores que vão de um a várias

centenas. (Indicar a massa de um átomo em gramas é como expressar a massa de uma pulga em

toneladas.).

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AS MASSAS ATÔMICAS

A massa de um átomo é conhecida como massa atômica e é normalmente expressa pelo

uso de uma unidade extremamente pequena chamada de unidade de massa atômica, abreviada u

(Dalton). Arredondando para o inteiro mais próximo, a massa de um átomo de oxigênio é 16 u, a

massa de um átomo de flúor é 19 u, e a de átomo de ouro, 197 u. O átomo que tem a menor

massa é o hidrogênio, 1 u. Uma unidade de massa atômica é 1/12 avos da massa do isótopo de

carbono mais comum. (Isótopos são variedades de átomos de um elemento; ver conceito em

seguida.).

Uma tabela de massas atômicas de todos os elementos é dada no início deste livro. Nesta

tabela cada massa atômica é dada com pelo menos quatro algarismos significativos e representa a

massa média dos átomos de um elemento.

Muito embora massas atômicas sejam normalmente indicadas sem unidades nas tabelas e

gráficos, u deve ser sempre subentendido.

Comentários Adicionais

Na tabela de massas atômicas (aquela das páginas iniciais), os valores são dados com

vários algarismos significativos. Em muitos casos, quando o número de algarismos significativos

apresentado é pequeno, é resultado de limitações experimentais na precisão da determinação.

Para outros, a natural variação global na abundância isotópica toma impossível fornecer um

valor mais confiável.

Estabelecemos anteriormente que a massa atômica de um elemento é a massa média de

seus átomos, devido ao fato de que a massa dos átomos de muitos elementos não são todas iguais.

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Muitos elementos ocorrem na Terra como uma mistura de vários átomos diferentes chamados

isótopos, cada um com uma massa diferente. (Nós discutiremos a razão para a existência de

isótopos na Seção 5.2.) 0 valor da massa atômica de cada elemento é a massa de um "átomo

médio" de elemento. Com poucas exceções, os isótopos de um elemento têm essencialmente as

mesmas propriedades químicas. Veremos rapidamente por que isto é verdade.

AS MASSAS MOLECULARES

A massa de uma molécula é a soma das massas de seus átomos componentes e é chamada

massa molecular. Por exemplo, sendo que a massa atômica do carbono é 12,0 u e a do

hidrogênio é 1,0 u, então a massa molecular do etileno, fórmula molecular C2H4, é 2(12,0 u) +

4(1,0 u), ou 28,0 u.

AS MASSAS DE FÓRMULAS

A soma das massas de átomos indicada em uma fórmula empírica é chamada massa de

fórmula empírica, ou mais simplesmente, massa de fórmula. Realmente, o termo massa de

fórmula significa a soma das massas de átomos representada em qualquer fórmula, podendo ser

empírica ou molecular. Conseqüentemente, para uma substância molecular, os termos massa

molecular e massa de fórmula podem ser usados permutavelmente. No caso de uma substância

não-molecular, o grupo de átomos mostrado na fórmula empírica é chamado uma fórmula

unitária, e esta massa, a massa de fórmula. Por exemplo, a fórmula empírica de cloreto de cálcio,

que não é um composto molecular, é CaCl2. Assim, uma fórmula unitária de cloreto de cálcio

consiste em um átomo de Ca e dois átomos de Cl. Das massas atômicas de Ca (40,1 u) e Cl (35,5

u), calculamos que a massa de fórmula do CaCl2 é 40,1 u+2(35,5u), ou 111,1u.

Exemplo 2.1 Parathion é um composto tóxico que tem sido usado como inseticida. Sua

fórmula molecular é C10H14O5NSP. Qual é a massa molecular do parathion? (Massas atômicas:

C= 12,0; H= 1,0; H= 1,0; O= 16,0; N= 14,0; S =32,1; P=31,0.)

Solução: 10 átomos de C: Massa =.10 x 12,0 u = 120,0 u

14 átomos de H: Massa = 14 x 1,0 u = 14,0 u

5 átomos de O: Massa = 5 x 16,0 u = 80,0 u

1 átomo de N: Massa = 1 x 14,0 u = 14,0 u

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1 átomo de S: Massa = 1 x 32,1 u = 32,1u

1 átomo de P: Massa= 1 x 31,0 u = 31,0 u

Massa molecular do parathion = 291,1 u

Problema Paralelo: Epinephrine, algumas vezes chamado de adrenalina, é um hormônio

produzido na glândula supra-renal em humanos e outros animais. Sua fórmula molecular é

C9H13O3N. Qual é amassa molecular de epinephrine? (Massas atômicas: C = 12,0; H = 1,0; O =

16,0; N= 14,0.) Resposta: 183 u.

Exemplo 2.2 A fórmula empírica do sulfato de alumínio é Al2(SO4)3. Qual é a sua massa

de fórmula? (Massas atômicas: Al = 27,0; S = 32,1; O =16,0.).

Solução: A fórmula Al2(SO4)3 indica que uma fórmula unitária consiste em 2 átomos de

Al, 3 átomos de S, e 3 x 4, ou 12, átomos de O.

2 átomos de Al: Massa = 2(27,0 u) = 54,0 u

3 átomos de S: Massa = 3(32,1 u) = 96,3 u

12 átomos de O: Massa = 12(16,0 u) = 192 u

Massa de fórmula do Al2(SO4)3 = 342 u

Problema Paralelo: A fórmula empírica do fosfato de cálcio, usado como matéria-prima

de fósforo em fertilizantes, é Ca3(PO4)2.Qual é sua massa de fórmula? (Massas atômicas: Ca =

40,1; P = 31,0; O = 16,0.) Resposta: 310 u.

2.4 O MOL

Um único átomo é tão pequeno que, para que uma amostra de matéria possa ser vista e

manipulada, esta precisa consistir em um enorme número de átomos. Por essa razão, é

conveniente especificar um número total de átomos em uma amostra, não como átomos

individuais, mas, preferencialmente, em termos de "pacotes" consistindo em um certo número de

átomos, do mesmo modo que indicamos o número de ovos em uma cartela por dúzia.A “dúzia

química" é, entretanto, um número grande.

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O NÚMERO DE AVOGRADO

Uma tabela de massa atômica, tal como as páginas iniciais deste livro, indica que a massa

atômica do oxigênio é 16,0 u. Isto significa que a massa de um único átomo de oxigênio é 16,0 u.

Agora, consideremos um grupo ou, coleção de átomos de oxigênio consistindo em um número

extremamente grande de átomos, tão grande que amassa do agrupamento inteiro é 16,0 gramas.

O número de átomos neste grupo será colossal: 6,02 x 1023 (Vocês imaginam que este número é

extremamente grande. Apesar disso, um único átomo de oxigênio tem uma massa extremamente

pequena, e assim deve-se ter um número grande de átomos em 16,0 gramas.) Resumindo: um

átomo de oxigênio tem uma massa de 16,0 u, e um grupo ou coleção de 6,02 x 1023 átomos de

oxigênio tem uma massa de 16,0 gramas.

Considerando-se outro elemento: o enxofre. A tabela indica que a massa atômica do

enxofre é 32,1 u. Isto significa que um átomo de enxofre tem uma massa de 32,l u, o que parece

ser mais que duas vezes a massa de um átomo de' oxigênio. Agora, imagine o agrupamento de

muitos átomos de enxofre e que a massa da coleção inteira é 32,1 gramas.

Novamente, o número de átomos no grupo inteiro será 6,02 x 1023. Por que este número

aparece novamente? Se um único átomo de enxofre tem uma massa de aproximadamente duas

vezes a de um átomo de oxigênio, então 6,02 x 1023 átomos de enxofre devem ter uma massa de

aproximadamente duas vezes a de 6,02 x 1023 átomos de oxigênio. Ou, mais precisamente, se

massas de átomos independentes de enxofre e oxigênio estão em uma razão de 32,1:16,0, então

as massas de números iguais de átomos de enxofre e oxigênio devem manter a mesma proporção.

Isto significa que se 6,02 x 1023 átomos de oxigênio têm uma massa de 16,0 gramas, então o

mesmo número de átomos de enxofre deve ter uma massa de 32,1/16,0 x 16,0 = 32,1 g. O

número 6,02 x 1023 é um número importante ao qual é dado um nome especial: número de

Avogadro (Lorenzo Romano Amedeo Carlos Avogadro di Quaregua e si Cerreto (1776 - 1856), advogado e físico italiano, foi

um dos primeiros cientistas a distinguir átomos de moléculas.). Este é o número de átomos de oxigênio, enxofre,

ou de qualquer outro elemento, que deve ser reunido com a finalidade de que o grupo inteiro

apresente uma massa em gramas que é numericamente igual à massa atômica em u. Para cada

elemento este é 6,02 x 1023 átomos.

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MOLS DE ÁTOMOS

Uma coleção ou grupo de números de Avogadro de átomos recebe um nome especial: um

mol de átomos. (Mol é usado oficialmente pelo SI.) Entretanto, devido à massa atômica do

oxigênio ser 16,0, podemos dizer que um átomo de oxigênio tem uma massa de 16,0 u e, em

adição, que um mol de átomos de oxigênio tem uma massa de 16,0 gramas. Similarmente,

podemos dizer que para o elemento enxofre (massa atômica 32,1), a massa de um átomo é 32,1 u,

e a massa de um mol de átomos de enxofre é 32,1 gramas. E lembrando: um mol de átomos de

oxigênio, átomos de enxofre, átomos de ferro ou átomos de qualquer elemento consiste em 6,02 x

1023 átomos.

Exemplo 2.3 Uma amostra de nitrogênio gasoso contém 4,63 x 1022 átomos de N.

Quantos mols de átomos de N apresenta?

Solução:

Método 1: Desde que 6,02 x 1023 átomos e 1 mol de átomos são medidas equivalentes,

escrevemos: 6,02 x 1023 átomos de N Û 1 mol de átomos de N onde, como anteriormente

(Capítulo 1), usamos o símbolo Û para indicar equivalência. Entretanto,

Desta relação, obtemos um fator unitário:

e a usamos para calcular a quantidade de mol de átomos de N em 4,63 x 1022 átomos de:

Método 2: Como o número de ovos dividido por 12 ovos dá o número de dúzias de ovos, o

número de átomos dividido por 6,02 x 1023 átomos por mols dá o número de mols de átomos.

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Problema Paralelo: Uma amostra de cloro gasoso contém 8,98 x 1023 átomos de Cl.

Quantos mols de átomos de cloro estão contidos nesta amostra? Resposta: 1,49 mol.

Exemplo 2.4 Quantos mols de átomos de cobre estão presentes em 3,05 gramas de cobre?

(Massa atômica: Cu = 63,5.),

Solução: Um átomo de cobre tem uma massa de 63,5 u, e assim um mol de átomos de Cu

tem uma massa de 63,5 g. Entretanto, podemos escrever a equivalência:

Problema Paralelo: Um pedaço de ouro tem uma massa de 12,6 g. Quantos mols de

átomos de ouro estão presentes? (Massa atômica: Au = 197,0.) Resposta: 0,0640 mol.

Exemplo 2.5 Quantos átomos estão presentes em um pedaço de enxofre tendo uma massa

de 10,0 g? (Massa atômica: S =32,1.)

Solução: Um átomo de S tem uma massa de 32,1 u, e assim 1 mol de átomos de S tem

uma massa de 32,1 g. Entretanto, 10,0 g de S são

desde que 1 mol de átomos de enxofre consiste em 6,02 x 1023 de S, 0,312 mols de átomos de S

consiste em:

Alternadamente, podemos realizar este cálculo em uma etapa composta:

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Problema Paralelo: Quantos átomos estão presentes em um pedaço de ferro que tem uma

massa de 65,0 gramas? (Massa atômica: Fe =55,8.) Resposta: 7,01 x 1023 átomos.

Exemplo 2.6 Qual é a massa de 8,46 x 1024 átomos de flúor? (Massa atômica: F = 19,0.)

Solução:

Problema Paralelo: Uma amostra de magnésio consiste em 1,92 x 1022 átomos de Mg.

Qual é a massa da amostra em gramas?(Massa atômica: Mg=24,3.) Resposta: 0,775g.

MOLS DE MOLÉCULAS

Usamos o mol não somente para quantificar átomos, mas também outras coisas, como por

exemplo, moléculas. Poderíamos citar um mol de moléculas de água, de moléculas de dióxido de

carbono, ou de moléculas de açúcar. Em cada caso um mol de moléculas é 6,02 x 1023 moléculas,

que é o número de Avogadro de moléculas.

Como podemos determinar a massa de um mol de moléculas? Para cada substância a

massa de um mol de moléculas em gramas é numericamente igual à massa molecular. Isso

significa que cada vez que adicionamos massas atômicas para obter a massa molecular (em u), ao

mesmo tempo estamos obtendo a massa de um mol de moléculas (em gramas), por serem

numericamente as mesmas.

Exemplo 2.7 Qual é a massa de 1,00 mol de moléculas de dióxido de enxofre (SO2)?

(Massas atômicas: S =32,1; O= 6,0.).

Solução: A massa de uma única molécula SO2 é a soma de suas massas atômicas: 32,1 u

+ 2(16,0 u), ou 64,1 u. Assim, se uma molécula de SO2 tem uma massa de 64,1 u, 1,00 mol de

moléculas de SO2 tem uma massa de 64,1u:

Problema Paralelo: Qual é massa de 0,674 mol de moléculas de hexaóxido de

tetrafósforo (P4O6)? (Massas atômicas: P = 31,0; O= 16,0.) Resposta: 148 g.

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MOLS DE FÓRMULAS UNITÁRIAS

Podemos quantificar fórmulas unitárias pelo mol. Por exemplo, um mol de fórmula

unitária de carbeto de silício (SiC) e 6,02 x 1023 fórmulas unitárias (cada uma consiste em um

átomo de Si e um átomo de C). A massa de uma fórmula unitária é igual à soma de suas massas

atômicas (expressa em u), e a massa de um mol fórmulas unitárias é o mesmo número, mas é

expresso em gramas.

Exemplo 2.8 Calcular a massa de 1,00 mal de fórmulas unitário de nitrato de potássio,

KNO3. (Massas atômicas: K =39,1; N = 14,0; O=16,0.).

Solução: A massa de uma fórmula unitária de KNO3 é a soma de suas massas atômicas:

39,1 u + 14,0u + 3(16,0 u), ou 101,1 u. Portanto, a massa de 1,00 mol de fórmula unitária é

101,1g.

Problema Paralelo: A fórmula empírica de fosfato de sódio é Na3PO4. Qual é a massa de

0,146 mols de fórmula unitária de Na3PO4? (Massas atômicas: Na = 23,0; P = 31,0; O = 16,0.)

Resposta: 23,9 g.

2.5 A COMPOSIÇÃO ESTEQUIOMÉTRICA

A composição estequiométrica, também chamada de fórmula estequiométrica, é o estudo

da relação entre a fórmula de um composto e a proporção de seus elementos constituintes.

OS SIGNIFICADOS DAS FÓRMULAS QUÍMICAS

A fórmula química é geralmente usada para representar uma substância. Assim, por

exemplo, H2O representa a substância água, NaCl representa sal de cozinha, e C9H8O4, aspirina.

Qualitativamente, uma fórmula simplesmente representa o nome de uma substância.

Quantitativamente, a fórmula representa uma molécula ou uma fórmula unitária de uma

substância, e esta indica o número de cada tipo de átomo em uma molécula ou fórmula unitária.

Assim, a fórmula molecular do composto nicotina, C10H14N2 indica que uma molécula de

nicotina consiste em 10 átomos de C, 14 átomos de H e 2 átomos de N. Analogamente, a fórmula

empírica K2SO4 para o composto não-molecular sulfato de potássio indica que uma fórmula

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unitária de sulfato de potássio consiste em 2 átomos de potássio, 1 átomo de enxofre e 4 átomos

de oxigênio.

Quantitativamente, a fórmula química é também usada para representar um mol de

moléculas ou fórmulas unitárias de uma substância. Ela descreve a composição de substância

especificando o número de mols de átomos de cada elemento em um mol de moléculas ou

fórmulas unitárias. Assim, um mal de moléculas de nicotina (C10H14N2) consiste em 10 mols de

átomos de carbono, 14 mols de átomos de hidrogênio e 2 mols de átomos de nitrogênio.

Analogamente, 1 mol da fórmula unitária de K2SO4 consiste em 2 mols de átomos de potássio, 1

mol de átomos de enxofre e 4 mols de átomos de oxigênio.

Exemplo 2.9 A fórmula empírica para o carbonato de lítio é Li2CO3. Uma fórmula

unitária de Li2CO3 consiste em quantos átomos de cada elemento?

Solução: A partir da fórmula, vemos que em uma fórmula unitária de Li2CO3 há 2 átomos

de Li; 1 átomo de C e 3 átomos de O.

Problema Paralelo: 2,3,7,8-tetraclorodibenzeno-p-dioxina é um tóxico poderoso obtido

pela produção de certos herbicidas. Conhecido simplesmente como dioxina, tem a fórmula

molecular C12H4O2Cl4. Quantos átomos de C, H, O e CI estão presentes na molécula de dioxina?

Resposta: 12 C, 4 H, 2 O e 4 átomos de Cl.

Exemplo 2.10 Em 1,00 mol da fórmula unitária de Li2CO3, quantos mols de átomos de

Li, C e O estão presentes?

Solução: A fórmula mostra que 1,00 mol de fórmula unitária de Li2CO3 consiste em 2,00

mols de átomos de Li, 1,00 mol de átomos de C e 3,00 mols de átomos de O.

Problema Paralelo: Em um mol de molécula de dioxina (ver acima), quantos mols de

átomos de C, H, O e Cl estão presentes? Resposta: 12,0mols de átomos de C, 4,00 mols de

átomos de H, 2,00 mols de átomos de O e 4,00 mols de átomos de Cl.

Exemplo 2.11: A fórmula molecular da cafeína é C8H10O2N4. Em uma amostra contendo

0,150 mols de moléculas de cafeína, quantos mols de átomos de C, H, O e N estão presentes?

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Solução: Em 0,150 mol de moléculas de C8H10O2N4 há:

Problema Paralelo: A fórmula empírica do sulfito de sódio é Na2SO3. Quantos mols de

átomos de Na, S e O estão presentes em 3,45 x 10-2 mol de fórmula unitária de Na2SO3?

Resposta: 6,90 x 10-2 mol de átomos de Na, 3,45. x 10-2 mol de átomos de S e 1,04 x 10-1 mol de

átomos de O.

DETERMINAÇÃODA ANÁLISE ELEMENTAR A PARTIR DE FÓRMULAS

Dada a fórmula empírica ou molecular, podemos facilmente determinar a análise

elementar de um composto, também conhecida como sua composição percentual em massa.

Exemplo 2.12 O ácido butírico, um composto produzido quando a manteiga se deteriora,

tem a fórmula C4H8O2. Você pode dizer se esta é a fórmula molecular apenas olhando-a? Qual é

a análise elementar do ácido butírico?

Solução: Começamos encontrando o número de mols de átomos de C, H e O em um mol

de molécula de C4H8O2. (Realmente, embora 1 mol tome a aritmética um pouco mais simples,

qualquer número de mols também poderá ser usado.) Um mol de moléculas de C4H8O2 possui 4

mol de átomos de C, 8 mol de átomos de H e 2 mol de átomos de O.

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Agora necessitamos encontrar a massa de cada uma destas quantidades. Da tabela da

periódica dos elementos, obtemos as seguintes massas atômicas: C = 12,0; H = 1,01e O = 16,0.

Destes dados, sabemos que 1 mol de átomos de C tem urna massa de 12,0 g; 1 mol de átomos de

H tem uma massa de 1,01 g; e 1 mol de O tem uma massa de 16,0 g. Agora quais massas destes

elementos estão presentes em 1 mol do composto?

Assim, a massa de 1 mol de C4H8O2 é 48,0 g + 8,08 g + 32,0 g + 88,1 g. Agora tudo que

precisamos fazer é encontrar a contribuição percentual de cada elemento na massa de 88,1 g:

Problema Paralelo: Ácido oxálico, H2C2O4, é um composto moderadamente tóxico

encontrado em ruibardo e outras plantas. Qual é a análise elementar do ácido oxálico? Resposta:

2,24% H; 26,7% C e 71,1% O, em massa.

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DETERMINAÇÃO DA FÓRMULA EMPÍRICA A PARTIR DE UMA ANÁLISE

ELEMENTAR

Uma fórmula empírica expressa as razões entre os números de mols de átomos e um mol

de fórmulas unitárias. Isto fornece um meio de achar a fórmula empírica de um composto pela

sua análise.

Exemplo 2.13 Acredita-se que o nitrato de peroxiacetila (NPA) desempenha um papel na

formação da neblina fotoquímica. Ele tem a seguinte composição percentual em massa: 19,8% de

C; 2,5% de H; 66,1 % de O e 11,6% de N. Qual é a fórmula empírica do (NPA)?

Solução: Iniciamos considerando alguma quantidade de NPA e achando quantos gramas

de C, H, O e N. estão presentes nesta quantidade. Realmente, qualquer quantidade servirá porque

estamos somente procurando uma razão, porém é conveniente escolher exatamente 100 g. Isto faz

com que o número de gramas de um elemento seja numericamente igual à percentagem daquele

elemento(19,8%de 100 g é 19,8 g, por exemplo.) Em 100 g de NPA há, portanto, 19,8 g de C, 2,5

g de H, 66,1 g de O e 11,6 g de N.

A seguir necessitamos encontrar o número de mols de cada espécie de átomos nesta

amostra de 100,0g. Desde que 1 mol de cada elemento tem uma massa que é numericamente

igual a sua massa atômica, porém expresso em gramas, os números de mols dos quatros

elementos são:

Agora, precisamos determinar a razão simples entre esses números de mols. Esta razão

expressa os números relativos de mols dos átomos de cada elemento no composto e pode ser

escrita (para C, H, O e N) como 1,65:2,5:4,13:0,829. E isto conduz a uma fórmula empírica com

frações decimais como subíndices:

C1,65H2,5O4,13N0,829

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A fim de converter a razão expressa em números inteiros, dividimos cada um dos números pelo

menor deles; neste caso, por 0,829. [NOTA: dividindo-se todos os números pelo mesmo número

(diferente de zero) a razão nunca muda.]

Estes números podem ser arredondados dando-nos 2:3:5:1, desse modo a fórmula

empírica do NPA é C2H3O5N.

Problema Paralelo: Frutose, ou açúcar de frutas, tem 40,0% C, 6,7% H e 53,3% O, em

massa. Qual é a sua fórmula empírica? Resposta: CH2O.

AS FÓRMULAS MOLECULARES

Se a fórmula empírica de um composto molecular é conhecida, então somente um pouco

mais de informação é necessária a fim de determinar a fórmula molecular. Esta informação é a

sua massa molecular.

Exemplo 2.14 O etano é um composto molecular que tem a fórmula empírica CH3. A

massa molecular' do etano determinada experimentalmente é 30,1. Encontre a fórmula molecular

do etano.

Solução: A razão indicada na fórmula molecular deve ser equivalente à razão indicada na

fórmula empírica, isto é, 1:3. Isto não auxilia muito, porque a fórmula molecular pode ser CH3 ou

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C2H6 ou C3H9 ou C4H12 etc. Entretanto, para cada uma destas possibilidades a molécula teria uma

massa diferente. Podemos somar as massas atômicas a fim de encontrar a massa de fórmula

correspondente a cada uma das possibilidades até encontrarmos uma que concorde com a massa

molecular conhecida. Porém, este tipo de comparação de tentativa e erro não é realmente

necessário. Qualquer que seja a fórmula molecular, ela deve ser algum múltiplo da fórmula

empírica. Assim, a massa molecular deve ser o mesmo múltiplo da massa de fórmula empírica.

Então, tudo que necessitamos fazer é dividir a massa molecular conhecida, 30,1 u/molécula, pela

massa de fórmula (empírica) de CH3, 15,03 u/fórmula unitária:

30,1 u/molécula = 2 fórmulas unitárias/moléculas 15,03 u/fórmula unitária

Deste resultado concluímos que há duas fórmulas unitárias (unidades de CH3) emcada molécula,

assim a fórmula molecular do etano precisa ser (CH3)2 ou, como é normalmente escrita: C2H6.

Problema Paralelo: Frutose é um composto molecular de fórmula empírica CH2O. Sua

massa molecular é 180,2. Qual é a fórmula molecular da frutose? Resposta: C6H12O6.

Comentários Adicionais

Duas observações podem ser feitas: primeiro, como já estabelecemos, as unidades das

massas atômicas, molecular e de fórmula são normalmente omitidas para simplificar. (Uma

tabela de massas atômicas na qual as unidades são especificadas é uma raridade.) Embora isto

pareça um costume: em desuso, na prática isto causa um pouco de dificuldade. Na declaração

"A massa molecular da água é 18", subentende-se que a unidade é u.

Segundo, após ler muitos exemplos de cálculos numéricos baseados nas fórmulas, você

será tentado a resolver cada "tipo de problema" por meio de uma "rotina", acabando por

memorizá-la. Isto pode parecer prático, porém é uma armadilha; se usar este procedimento,

você perderá o real significado das fórmulas químicas, podendo ocorrer mais tarde resultados

desastrosos. Estude cada exemplo cuidadosamente: em vez de tentar meramente memorizar um

método, observe a lógica do método anterior e, assim que você se deparar com um problema,

será capaz de resolvê-lo, encontrando o método mais adequado.

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2.6 AS EQUAÇÕES QUÍMICAS

Assim como os símbolos químicos e as fórmulas representam elementos e compostos, as

equações químicas representam as reações. Por exemplo, considere a combustão (queima) de

carbono pelo oxigênio para formar um composto dióxido de carbono. Esta reação é representada

pela equação:

C(s) + O2(g) CO2(g)

À esquerda desta equação estão indica os reagentes, carbono e oxigênio, e à direita, o

produto, dióxido de carbono. Usamos "O2" para o oxigênio (em vez de "O"), porque ele

representa a molécula de oxigênio. A equação pode ser lida: "Carbono reage (ou combina-se)

com o oxigênio para formar dióxido de carbono". A seta pode ser lida "forma", "produz", "reage

para formar" etc. As anotações (s) e (g) não são absolutamente necessárias, porém servem para

suplementar a equação básica, dando informação acerca dos estados dos reagentes e produtos. (s)

significa sólido, e (g) significa gás. Outras abreviações incluem (l) para líquido e (aq) para uma

substância dissolvida em água (solução aquosa).

Os símbolos e fórmulas na equação representam não somente os nomes das várias

substâncias; mas também átomos, moléculas e fórmulas unitárias. Assim, a equação anterior pode

também ser lida: "Um átomo de carbono combina-se com uma molécula de oxigênio para formar

uma molécula de dióxido de carbono".

A equação anterior está balanceada. Uma equação balanceada deve mostrar, entre

outras coisas, que os átomos são conservados na reação; todos os átomos nos reagentes devem ter

correspondentes nos produtos. Uma equação balanceada é consistente com o fato de que, nas

reações químicas, átomos não são criados ou destruí-los.

Outra equação,

CH4(g) + 2O2(g) CO2(g) + 2H2O(g),

Representa a combustão do metano (gás natural) pelo oxigênio para formar dióxido de

carbono e água gasosa (vapor). Esta equação tem o coeficiente 2 tanto em O2 como em H2O a

fim de possibilitar o balanceamento da equação. (Subentende-se que o coeficiente de CH4 e CO2 é

1.) Sem estes coeficientes, os átomos de hidrogênio e oxigênio não estariam balanceados; isto é,

haveria números desiguais nos lados opostos da equação.

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O BALANCEAMENTO DAS EQUAÇÕES POR TENTATIVAS

Muitas das equações químicas mais simples podem ser balanceadas por tentativas, como

mostram os seguintes exemplos.

Exemplo 2.15 Balanceie a equação da queima do butano, C4Hl0, pelo oxigênio, para

formar dióxido de carbono e água (omitimos a notação indicando o estado para simplificar):

C4Hl0 + O2 CO2 + H2O

Solução: Examine a equação e escolha um elemento para balancear em primeiro lugar.

Um bom procedimento é iniciar com a fórmula que tem o maior número de átomos ou o maior

número de elementos diferentes; neste caso, C4H10.

Etapa 1: Primeiro balanceie o carbono. Notando que há quatro átomos de carbono (em

uma molécula de C4H10) no lado esquerdo da equação e somente um no lado direito (na molécula

de CO2), começaremos colocando um 4 na frente do CO2:

C4Hl0 + O2 4CO2 + H2O

Etapa 2: Agora, olhe para o outro elemento, H, em C4H10. Há 10 H átomos (em uma

molécula de C4H10)à esquerda e somente 2 (em uma molécula de H2O) à direita. A fim de

balancear os átomos de H, necessitamos escrever um 5 na frente de H2O porque 5 x 2 =10:

C4Hl0 + O2 4CO2 + 5H2O

Etapa 3: Os átomos de oxigênio são os únicos que não estão balanceados à esquerda; para

serem balanceados, deve-se colocar um coeficiente apropriado em O2. Contudo, neste caso o

coeficiente precisa ser uma fração, por haver um número total de (4 x 2) + 5, ou 13, átomos de

oxigênio à direita. Entretanto, escrevemos 13/2, ou 6,5, em frente de O2.

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Etapa 4 As frações são muitas vezes pouco práticas, por isso normalmente usamos

somente coeficientes inteiros nas equações balanceadas. (Embora coeficientes fracionários sejam

adequados para alguns propósitos, por enquanto, será melhor evitá-los.) Nesta equação, então,

eliminamos o 13/2 pela multiplicação por 2:

Etapa 5 Por último, checamos nosso trabalho de adição de número dos átomos de cada

elemento em cada lado da equação:

Problema Paralelo: Balanceie a equação para a queima do etanol (álcool de cereal),

C2H5OH, pelo oxigênio para formar CO2 e H2O. Resposta: C2H5OH+ 3O2 - 2CO2 + 3H2O.

Ao balancear uma equação, uma regra importante que não deve ser esquecida: nunca

altere a fórmula de um reagente ou produto durante o processo de balanceamento. Os seguintes

exemplos ilustram as conseqüências do não-cumprimento desta regra.

Exemplo 2.16 Balanceie a seguinte equação para a queima de hidrogênio pelo oxigênio

para formar água:

H2 + O2 H2O

Solução Incorreta: Não é correto balancear esta equação colocando-se um subíndice 2

após o O em H2O.

H2 + O2 H2O2

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Isto é errado porque altera a equação, não mais descrevendo a mesma reação. Embora

balanceada, a nova equação mostra peróxido de hidrogênio, H2O2, em vez de água.

Solução Correta: A equação será corretamente balanceada colocando-se inicialmente um

coeficiente 2 em frente da H2O:

H2 + O2 2H2O

e então, colocando um 2 em frente do H2, temos:

2H2 + O2 2H2O

Problema Paralelo: Óxido de nitrogênio, NO, reage com oxigênio para formar dióxido

de nitrogênio. Escreva a equação para esta reação e inclua a notação, mostrando que todos os

reagentes e produtos são gasosos. Resposta: 2NO(g) + O2(g) 2NO2(g).

Comentários Adicionais

Algumas vezes os estudantes têm a idéia errônea de que são capazes de completar uma

equação quando lhes são dados somente os reagentes, imaginando quais devam ser os produtos.

Isto não é possível sem um conhecimento químico maior do que o seu neste estágio. Por exemplo,

na reação anterior NO com O2, o produto poderia ser NO2, N2O2, N2O3, N2O4 ou N2O5, os quais

sabe-se que todos existem. O produto real depende das condições às quais os reagentes são

submetidos. Você eventualmente será capaz de predizer os produtos de muitas reações, mas, por

enquanto, não é possível.

2.7 ESTEQUIOMETRIA DE REAÇÕES

OS SIGNIFICADOS DE UMA EQUAÇÃO QUÍMICA

Qualitativamente, uma equação química simplesmente descreve quais são os produtos e

reagentes de uma reação. Por exemplo,

4Fe(s) + 3O2(g) 2Fe2O3(s)

representa uma reação na qual o ferro reage com oxigênio para formar o óxido de ferro.

Quantitativamente, uma equação química balanceada especifica uma relação numérica das

quantidades de reagentes e produtos de uma reação. Estas relações podem ser expressas em

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termos de quantidades microscópicas: átomos, moléculas, fórmulas unitárias etc., ou em

quantidades macroscópicas: mols de átomos, moléculas, fórmulas unitárias etc.

A equação:

4Fe(s) + 3O2(g) 2Fe2O3(s)

Realmente tem dois significados quantitativos: primeiro, que 4 átomos de ferro

combinam-se com 3 moléculas de oxigênio para formar 2 fórmulas unitárias de óxido de ferro e,

segundo, que 4 mol de átomos de ferro combinam-se com 3 mol de moléculas de oxigênio para

formar 2 mol de fórmula unitária de óxido de ferro.

Os coeficientes na equação balanceada descrevem razões fixas das quantidades dos

reagentes e produtos. Em escala atômica e molecular, a equação acima estabelece que átomos de

ferro e moléculas de oxigênio são consumidos, e fórmulas unitárias de óxido de ferro (óxido de

ferro não é um composto molecular) são formadas em uma razão de 4:3:2. Em uma escala real, a

equação estabelece que ferro e oxigênio são consumidos, e óxido de ferro é formado em uma

razão de 4 mols de átomos de Fe; 3 mols de moléculas de O2; 2 mols de fórmulas unitárias de

Fe2O3.

CÁLCULOS ESTEQUIOMÉTRICOS

Uma equação química balanceada expressa a quantidade química equivalente de reagentes

e produtos. Usando o símbolo Û para indicar esta equivalência, pode-se dizer que na reação

anterior as quantidades de reagentes e produtos estão relacionadas do seguinte modo:

4 átomos Fe Û 3 moléculas de O2 Û 2 fórmulas unitárias de Fe2O3

a partir do que obtemos os fatores unitários:

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É mais importante observar que nesta reação 4 mol de átomos de Fe Û 3 mol de

moléculas de O2 Û 3 mol de fórmulas unitárias de Fe2O3 a partir do que obtemos os fatores

unitários

Fatores unitários como estes podem ser usados para calcular quantidades de reagentes

consumidas e produtos formados em reações químicas. Os seguintes exemplos ilustram o

procedimento.

Exemplo 2.17 Nitrogênio gasoso e hidrogênio gasoso combinam-se sob condições

apropriadas, para formar o composto amônia, NH3, de acordo com a equação:

N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g)

Quantas (a) moléculas de H2 são consumidas e (b) moléculas de NH3 são formadas

quando 4,20 x 1021 moléculas de N2 reagem?

Solução: (a)A equação indica que uma molécula de N2 reage com 3 moléculas de H2.

Assim, o número de moléculas de H2 consumido é:

(b) A equação indica que uma molécula de N2 reage para formar 2 moléculas de NH3

Assim, o número de moléculas de NH3 formado é:

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Problema Paralelo: 8,96 x 1021 moléculas de H2 reagem com oxigênio para formar água

de acordo com a equação

2H2(g) + O2(g) 2H2O(g)

Quantas (a) moléculas de O2 reagem e (b) moléculas de H2O são formadas? Resposta: (a)

4,48 x 1021 moléculas de O2; (b) 8,96 x 10 21 moléculas de H2O.

Exemplo 2.18 Na reação

N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g)

Quantos (a) mols de moléculas de H2 são consumidos e (b) mols de moléculas de NH3 são

formados quando 1,38 mols de moléculas de N2 reage?

Solução: (a) A equação indica que 1 mol de moléculas de N2 combina-se com 3 mol de

moléculas de H2. Assim, o número de mols de moléculas de H2 consumido é

(b) A equação indica que 1 mol de moléculas de N2 reage para formar 2 mol de moléculas

de NH3 Assim, o número de mols de moléculas de NH3 formado é:

Problema Paralelo: Na reação:

C2H4(g) + 3O2(g) 2CO2(g) + 2H2O(g)

Quantos (a) mols de moléculas de O2 são consumidos e (b) mols de moléculas de H2O são

formados quando 4,16 x 10-2 mol de moléculas de C2H4 reagem? Resposta: (a) 1,25 x 10 -1 mol

de moléculas de O2; (b) 8,32 x 10 -2 mol de moléculas de H2O.

Exemplo 2.19 Quando o sulfeto de chumbo, PbS, e o óxido de chumbo, PbO, são

aquecidos juntos, os produtos são chumbo metálico e dióxido de enxofre, SO2:

PbS(s) + 2PbO(s) 3Pb(l) + SO2(g)

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Se 14,0 g de óxido de chumbo reagem de acordo com a equação acima, quantos (a) mols

de átomos de chumbo, (b) gramas de chumbo, (c) átomos de chumbo e (d) gramas de dióxido de

enxofre são formados? (Massas atômicas: Pb =207; S = 32,1; O=16,0).

Solução: Para cada uma destas quatro partes, devemos usar a equação balanceada, e como

a equação estabelece uma relação quantitativa em termos de mais, precisamos primeiro encontrar

quantos mols de óxido de chumbo estão presentes antes da reação. Somando-se as massas

atômicas do chumbo (207) e oxigênio (16,0), encontramos a massa de fórmulas do óxido de

chumbo que é 223. (Um mol de fórmulas unitárias de óxido de chumbo tem uma massa de 223

g.) Portanto, 14,0 g de PbO é:

(a) A equação balanceada indica que cada 2 mol de fórmulas unitárias de PbO formam 3

mol de átomos de Pb. Então 6,28 x 10-2 mol de fórmulas unitárias de PbO forma:

(b) A massa atômica do chumbo é 207; então, sabemos que 1 mol de átomos de Pb tem

uma massa de 207 g. Assim, 9,42 x 10-2 mol de átomos de Pb tem uma massa de:

(d) A equação balanceada indica que cada 2 mol de fórmulas unitárias de PbO forma 1

mol de molécula de SO2. Então, 6,28 x 10 -2 mol de fórmulas unitárias de PbO formam:

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A massa molecular do SO2 é 32,1 + 2(16,0), ou 64,1; então, 1 mol de moléculas de SO2

tem massa de 63,1 g. Assim, 3,14 x 10-2 mol de moléculas de SO2 tem uma massa de:

Problema Paralelo: Quando sulfeto de hidrogênio, H2S, queima em excesso de oxigênio,

os produtos são água e dióxido de enxofre. Se 16,0g de água é formada em tal reação, quantos (a)

mols de moléculas de O2, (b) moléculas de O2, (c) gramas de O2 são consumidos? (d) quantos

gramas de H2S são consumidos? Resposta: (a) 1,33 mol de moléculas de O2; (b) 8,03 x 10 23

moléculas de O2; (c) 42,7 g de O2; (d) 30,3 g de H2S

A ANÁLISE DE COMBUSTÃO

Os dados para determinar a fórmula empírica de um composto são geralmente obtidos por

uma técnica conhecida como análise de combustão. Neste método, o composto é queimado, e as

quantidades de produtos da reação de combustão são medidas. Os cálculos são lustrados no

exemplo seguinte.

Exemplo 2.20 Xileno é uma substância composta somente de carbono e hidrogênio. Uma

amostra de xileno foi queimada em excesso de oxigênio e este produziu somente como produtos

33,4 g de CO2 e 8,55 g de água. Determine (a) a análise elementar (composição percentual em

massa) e (b) a fórmula empírica do xileno.

(a) Primeiro, somando-se as massas atômicas, obtém-se a massa molecular do CO2

Calcularemos o número de mols de moléculas de CO2 e H2O formados:

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Da fórmula de CO2, cada mol de moléculas de CO2 contém um mol de átomos de C.

Analogamente, a mol de H2O contém 2 mol de átomos de H. Então, o número de mols de átomos

de C e de H nos produtos CO2 e H2O e também originalmente no xileno são:

Como nenhum outro elemento está presente no xileno, a massa total da amostra original

deve ser 9,11 g + 0,960 g = 10,07g. A análise do composto é, portanto:

(b) Em seqüência, para determinar a fórmula empírica, tomemos a razão do número de

mols de átomos de C para o número de mols de átomos de H, já determinada:

0,759 para 0,950

Para simplificar tal razão dividimos, ambos os números pelo menor, transformando a

razão para um equivalente:

5 1,00 para 1,25 ou 1 para 4:

Então, multipliquemos ambos os números por 4 para remover a fração, e obteremos:

4 para 5

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Como esta é a razão de mols de átomos de carbono e de hidrogênio, a fórmula empírica é

C4H5.

Problema Paralelo: O naftaleno, que tem sido usado como conservante, é composto

completamente de carbono e hidrogênio. Quando uma amostra de naftaleno foi queimada, 19,6 g

de CO2 e 3,20 g de H2O foram produzidos. Qual é (a) a composição percentual e (b) a fórmula

empírica do naftaleno? Resposta: (a) 93,7% de C e 6,30% de H; (b) C5H4.

PROBLEMAS COM REAGENTES LIMITANTES

Vimos que os coeficientes em uma equação balanceada indicam a relação de números de

mols das espécies dos reagentes e produtos. A razão entre o número de mols de moléculas de

hidrogênio e oxigênio na reação

2H2(g) + O2(g) 2H2O(g)

É 2:1. Esta razão é chamada razão estequiométrica dos reagentes. Esta razão é,

naturalmente, fixa; se uma quantidade adicional (um excesso) de qualquer um dos reagentes

estiver presente além da razão estequiométrica, o excesso permanecerá sem reagir. Por exemplo,

se 2,5 mol de moléculas de H2 e 1,0 mol de moléculas de O2 estiverem presentes no início da

reação anterior, somente 2,0 mol de moléculas de H2 reagirão, deixando 0,5 mol sem reagir.

Neste caso, o oxigênio é o reagente limitante, devido à quantidade de água formada ser limitada

pela quantidade de oxigênio presente, não pelo hidrogênio. O hidrogênio encontra-se em excesso.

Se começamos com 2 mol de moléculas de H2 e 1,5 mol de moléculas de O2, o H2 seria o

reagente limitante e o O2 presente estaria em excesso:

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O reagente limitante pode ser prontamente identificado por comparação da razão de mols

de moléculas de reagentes realmente presentes coma razão estequiométrica indicada na equação.

Considerando novamente a reação entre hidrogênio e oxigênio:

Se 0,468 mol de moléculas de H2 de 0,221 mol de moléculas de O2 são misturados e

reagem, a real razão de reagentes é:

O numerador na razão real do reagente é maior do quê a razão estequiométrica, por estar

presente mais H2 do que é necessário para reagir com todo O2 presente. Em outras palavras, H2

está presente em excesso, e O2 é o reagente limitante.

Se, por outro lado, 0,372 mol de moléculas de H2 e 0,194 mol de moléculas de O2 estão

presentes, então a razão real de reagentes é:

E, assim, esta é menor do que a razão estequiométrica de 2/1, ou 2; isto significa que o,

denominador na razão real foi "muito grande", indicando um excesso de O2. Neste caso H2 é o

reagente limitante.

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Uma vez identificado o reagente limitante, a quantidade deste (em mols) pode ser usada

para calcular as quantidades dos produtos formados.

Exemplo 2.21 3,65 g de H2 e 26,7 g de O2 são misturados e reagem. Quantos gramas de

H2O são formados? (Massas atômicas: H =1,01; O=16,0.)

Solução: Como a equação balanceada é

2H2(g) + O2(g) 2H2O(g)

a razão estequiométrica (H2 para O2) é 2/1, ou 2. Usando as massas moleculares de H2 (2 x 1,01=

2,02) e O2 (2 x 16,0= 32,0), encontramos o seguinte número de mols de moléculas de cada

reagente realmente presente:

A razão de mol é:

Visto que a razão é maior do que 2, podemos observar que o H2 está presente em excesso.

Como O2 é um reagente que limita a formação de H2O, todas as moléculas (0,834 mol) são

usadas, Agora podemos determinar quantos gramas de água são formados. Primeiro, encontramos

o número de mols de moléculas de H2O formado:

Então, usando a massa molecular de H2O [2(1,01) + 66,0 =18,0 ], calculamos a massa de água

formada:

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101

Problema Paralelo: Termita é uma mistura de alumínio e óxido de ferro (Fe2O3). Quando

aquecida a uma temperatura suficientemente alta, reage com uma exibição pirotécbica

espetacular para formar ferro fundido (líquido) e óxido de alumínio sólido (AlO3). Se uma

mistura de 10,0 g de Al e 50,0 g de Fe2O3 reage, quantos gramas de ferro são produzidos?

(Massas atômicas: Fe = 55,8; Al = 27,0; O = 16,0.) Resposta: 20,7g.

A ESTEQUIOMETRIA DE SOLUÇÃO

Até agora, consideramos a estequiometria de reações que usa substâncias puras como

reagentes e produtos. Reações que ocorrem em soluções são também muito comuns.

O SOLUTO E O SOLVENTE

Muito freqüentemente, um componente de uma solução apresenta-se em uma quantidade

muito maior do que a dos outros componentes. Este componente é chamado solvente e cada um

dos outros componentes é chamado soluto. Por exemplo, após dissolver um grama de açúcar

(uma quantidade relativamente pequena) em um litro de água (uma quantidade relativamente

grande), referimo-nos à água como o solvente e ao 'açúcar como o soluto. Por serem muito

comuns, as soluções onde o solvente é água são chamadas soluções aquosas.

A CONCENTAÇÃO MOLAR (OU SOMENTE CONCENTRAÇÃO)

A composição de uma solução é expressa pela concentração de um ou mais de seu

componentes. Muitas unidades de concentração são comumente usadas; uma familiar é:

percentagem em massa, também freqüente e incorretamente chamada de "percentagem peso".

Uma garrafa de vinagre, por exemplo, poderia especificar em seu rótulo "5% significando que

5% da massa de alguma amostra de vinagre consiste no composto de ácido acético, o soluto

principal. (Os outros 95% consistem principalmente em H2O)

Em química, a unidade de concentração mais importante é a concentração molar, ou

molaridade, simbolizada por M (recomenda-se mol/L). Indica o número de mols de soluto

adicionado ao solvente em quantidade suficiente para completar um litro (um decímetro cúbico)

de solução. Ou,

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102

Se 1,0 L de uma solução foi preparado pela dissolução de 1,0 mol de cloreto de sódio,

NaCl, isto significa que esta é "uma solução de cloreto de sódio 1,0 mol/L" e abrevia-se

como"1,0 M de NaCl."

Comentários Adicionais

Um ponto que pode causar alguma confusão é que M não é usado somente como uma

abreviação para a palavra molaridade, mas também para indicar sua própria unidade, "molar".

Note que especificamente "0,1 M” não se lê "0,1 mo1aridade”, mas preferencialmente "0,1

molar".

Exemplo 2.22 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: Primeiro necessitamos encontrar o número de mols de CaCl2 usando sua massa

de fórmula [40,1 + 2(35,5 )] = 111,1], encontramos:

Então, aplicando a definição de molaridade:

Problema Paralelo 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.

Por duas razões já mencionadas, a molaridade é usualmente a unidade de concentração

mais utilizada. A primeira está na facilidade em se preparar uma solução de molaridade

conhecida pela pesagem do soluto, e então preparar a solução usando um balão volumétrico (um

recipiente de volume exato conhecido). A Figura 2.5 apresenta um balão desse tipo. O soluto

inicialmente é dissolvido em uma quantidade moderada de solvente. Assim, apenas uma

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103

quantidade suficiente de solvente é adicionada para levar o nível do líquido até a marca no

pescoço do balão; com isso o volume da solução fica definido precisamente.

Exemplo 2.23 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.)

Solução: Primeiro calculamos o número de mols de NaNO3 necessário. Como 5,00 x 10 2

mL é 0,500 L (lembre-se: 1 L = 103 mL),

(0,100 mol/L) (0,500 L) =5,00 x 10-2 mol

A massa de fórmula de NaNO3 é 23,0 + 14,0 + 3(16,0) = 85,0, e assim a quantidade de NaNO3

necessária é

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.)

Resposta: 5,72 g.

Uma segunda razão para usar a concentração molar é que, quando transferimos um

volume definido de uma solução de molaridade conhecida, podemos facilmente calcular quantos

mols de soluto estão distribuídos. Um aparelho conveniente para transferir uma amostra de

volume conhecido é a pipeta (Figura 2.6). Com a pipeta, um volume pré-determinado de solução

pode ser transferido.

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104

Figura 2.5 o uso de um balão volumétrico na preparação de uma solução de molaridade

conhecida (a) Balão volumétrico vazio. (b) Adição de uma quantidade de soluto conhecida. (c)

Adição de solvente, com o balão tampado invertido várias vezes para dissolver o soluto. (d)Nível

da solução elevado até a marca no pescoço do balão pela adição de mais solvente, e invertido o

balão novamente para mistura final.

Exemplo 2.24 Um volume de 10,00 cm3 de 0,1738 mol/L de NaCl foi transferido por uma

pipeta. Quantos mols de NaCl foram transferidos?

Solução: 10,00 cm3 é 10,00 mL Em litros, isto é 1,000 x 10-2 L. A solução contém 0,1738

mol de NaCl por litro. O número de mols transferidos foi então:

(0,1738mol/L)(1,000 x 10-2L) = 1,738 x 10-2mol

Problema Paralelo: 25,0 mL de uma solução 0,485 mol/L de sulfato de sódio, Na2SO4,

foi pipetado em um béquer. Quantos gramas de Na2SO4 foram transferidos? (Massas atômicas:

Na = 23,0; S= 32,1; O = 16,0.) Resposta: 1,72g.

DILUIÇÃO

Dois termos geralmente usados para descrever soluções são concentrado e diluído. Uma

solução concentrada apresenta uma concentração alta de soluto; uma solução diluída apresenta

uma concentração baixa. A palavra diluição é usada quando uma solução pode ser mais diluída

pela adição de mais solvente.

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105

Figura 2.6 Uma pipeta de transferência.

Comentários Adicionais

No dia-a-dia costuma-se usar as palavras "forte" e "fraco" com o sentido de concentrado

e diluído, respectivamente. Entretanto, forte e fraco têm diferentes significados em química,

como se verá na Seção 11.6

Exemplo 2.25 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?

Solução: Em litros, o volume original é 0,0500 L. O número de mols de KNO3 em

solução não muda com a adição de água. Isto é,

(0,134 mol/L)(0,0500 L) =6,70 x 10-3 mol

Como o novo volume é 225 mL, ou 0,225 L, a nova concentração é:

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Note que em um problema de diluição, concentração e volume são inversamente proporcionais.

(Por exemplo, se o volume duplica, a concentração cai para a metade.) Então, podemos escrever

para um; diluição:

No caso do problema acima, esta torna-se:

Comentários Adicionais

Um problema como este mostra que a concentração final é menor que a concentração

inicial. Diluição por adição de solvente não causa um aumento na concentração do soluto.

Problema Paralelo: 50,00 cm3 de uma solução aquosa de sulfito de sódio, Na2SO3,

0,6219 mol/L é diluída com água até um volume final de 80,00 mol/L. Qual é a concentração

final? Resposta: 0,3887 mol/L.

OS ÁCIDOS E AS BASES

Os ácidos e as bases são duas importantes classes de compostos químicos. (As bases são

conhecidas também como álcalis, um nome antigo.) Provisoriamente os definimos como segue:

Um ácido é um composto capaz de fornecer íons de hidrogênio, H+,em solução aquosa.

Um ácido reage com uma base. Uma base é um composto capaz de fornecer íons hidróxidos,

OH– em solução aquosa. Uma base reage com um ácido.

Um íon é um átomo ou grupo de átomos que carrega uma carga elétrica. Estudaremos

como os íons podem ser formados nas Seções 5.1 e 7.3.

REAÇÕES DE NEUTRALIZAÇAO

Em uma reação ácido-base, ou reação de neutralização, íons hidrogênio de um reagente

ácido com íons hidróxido de uma base formam água ou

H+ (aq) + OH- (aq) H2O

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107

A água é um produto em todas as reações de neutralização. Consideremos a neutralização

que ocorre quando soluções aquosas de ácidos clorídrico, HCl, e hidróxido de sódio, NaOH, são

misturadas. A equação para a reação pode ser escrita na suposta forma molecular:

HCl(aq) + NaOH(aq) H2O + NaCl(aq)

Nesta reação, um mol de íons H+ (do HCl) combina-se com um mol de íons OH- (do

NaOH) para formar um mol de moléculas de H2O. Neste caso, a razão estequiométrica do HCl

para NaOH é 1:1.

A situação é diferente no caso da reação de ácido clorídrico com hidróxido de bário,

Ba(OH)2,

2HCl (aq) + Ba(OH)2 (aq) 2H2O + BaCl2 (aq)

Desta vez a razão estequiométrica (ácido para base) será 2:1. Em algumas reações, de

neutralização, um H+ (do ácido) combina-se com um OH- (da base) para formar uma molécula de

H2O. Daqui pode-se ver que a razão estequiométrica (mols de ácido para mols de base) é

determinada pelo número de íons de H+ reagentes por moléculas de ácido, e íons de OH- por

fórmulas unitárias de base. Na equação anterior, duas moléculas de HCl são necessárias para

fornecer dois íons H+ necessários para combinarem-se com dois. íons OH- fornecidos por uma

única fórmula unitária Ba(OH)2

TITULAÇÃO

As reações de neutralização são importantes em um procedimento de laboratório

conhecido como titulação ácido-base, no qual a concentração molar de um ácido em uma

solução aquosa é determinada pela adição vagarosa de uma solução básica de concentração

conhecida na solução do ácido. (As funções do ácido e da base podem ser invertidas; ver a

seguir.)

Uma solução de ácido é comumente transferida com uma pipeta e, assim, seu volume é

conhecido. A solução da base é usualmente transferida por um tubo de medição chamado bureta,

e a adição desta solução é interrompida no ponto em que o número de mols de íons H+ do ácido é

igual ao número de mols de íons OH- da base, que foram misturados. (Ver Figura 2.7.) A isto

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108

denominamos ponto de equivalência, geralmente observado por uma mudança de cor de um

composto, chamado indicador, uma pequena quantidade que, foi adicionada previamente na

mistura reagente. No ponto de equivalência, a razão do número de mols de ácidos no início para

mols da base que foi adicionada é igual à razão estequiométrica. A bureta permite medir o

volume de base adicionado, e esse volume, juntamente com a concentração da solução de base e

o volume da solução de ácido, permite calcular a concentração da solução de ácido.

Como mencionado anteriormente, o papel do ácido e da base pode ser invertido, isto é, a

concentração de uma solução pode se determinada por titulação com uma solução de ácido de

concentração conhecida. Quando a titulação ácido-base é concluída, no ponto de equivalência,a

quantidade de mols,de ácido e base que está misturada encontra-se em um razão

estequiométrica.

Exemplo 2.26 25,00 mL de uma solução de ácido sulfúrico, H2SO4, de concentração

desconhecida, é titulada com uma solução de hidróxido de sódio, NaOH, 0,1200 mol/L. A reação

pode ser representada pela equação "molecular":

Se são necessários 38,14 mL de solução NaOH para atingir o ponto de equivalência, qual

é a concentração molar do ácido?

Solução: O número de mols de base que reagiu é encontrado pela multiplicação da

molaridade da base pelo seu volume em litros:

A razão estequiométrica (ácido para base ) quando obtida da equação é 1:2. Em outras palavras,

de onde obtemos o fator unitário

e usa-se este para encontrar o número de mols de H2SO4 usado:

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Então, para encontrar a molaridade do ácido original, dividimos este número de mols pelo

volume da solução original na qual foi dissolvido. (25,00 mL, ou 0,02500 L);

Problema Paralelo: 15,00 mL de uma solução de hidróxido de bário, Ba(OH)2, são

exatamente neutralizados por 31,40 mL de ácido clorídrico 0,1428 mol/L. A reação na titulação

pode ser escrita:

Qual é a concentração da base? Resposta: 0,1495 mol/L.

Comentários Adicionais

Nossas definições de ácido e base são preliminares. Mais detalhes sobre soluções, ácidos, bases

e neutralização serão vistos nos Capítulos 11,12 e 15.

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110

2.9 O MOL: COMENTÁRIOS ADICIONAIS

A TERMINOLOGA DE MOLS DE COISAS DIFERENTES

O conceito de mol é simples, conveniente e importante. Até agora, temos sido cuidadosos,

em especificarem palavras a unidade contida por um mol. Assim, falamos de 4,14 mol de

moléculas de hidrogênio; 6,28 x 10-2 mol de fórmulas unitárias de óxido de chumbo, 3 mol de

átomos de ferro etc. Desta vez podemos tranqüilamente simplificar nossa terminologia. Se já

escrevemos a fórmula da entidade que está contida pelo mol, podemos desprezar este nome.

Usando as quantidades anteriores, por exemplo, pode-se escrever 4,14 mol de H2, 6,28 x 10 -2 mol

de PbO e 3 mol de Fe. Note que é importante escrever a fórmula da substância, não o seu nome.

Por exemplo, suponha que você tenha escrito ou dito "um mol de hidrogênio". Não há maneira

de saber se significa 1 mol de átomos de H ou um mol de moléculas de H2. Uma expressão tal

como "um mol de hidrogênio" é vaga.

Nota: Deste ponto em diante, omitimos termos tais como átomos, moléculas e fórmulas

unitárias quando quantidades forem especificadas por mol. Fazer isto é uma prática comum.

O TAMANHO DE UM MOL

Quanto é um mol? Ambas as palavras mol e moléculas têm sua origem na palavra latina

moles, que significa "porção" ou "quantidade". É importante compreendermos quanta matéria

está presente em um mol de alguma coisa. Um mol de água líquida, por exemplo, é uma

quantidade menor do que uma colher cheia; um mol de gás de nitrogênio (N2) inflará um balão

com um diâmetro de aproximadamente 14 polegadas; um mol de açúcar de cana(C12H22O11)é

aproximadamente 3/4 de uma libra. Ummolde cada elemento consiste em 6,02 x 1023 moléculas.

Note que o número de Avogadro é incrivelmente grande, impossível de compreender ou

visualizar. É maior, por exemplo, do que o número de grãos de areia de todas as praias do mundo.

Um número de Avogadro de moedas tem uma massa de aproximadamente 2 x 1018 (isto é, 2

septilhões) de toneladas. Se o número de Avogadro de folhas de papel de arroz com somente um

milésimo de polegada de espessura for posicionado em uma única pilha, sua altura será 100

milhões de vezes maior do que a distância da Terra ao Sol.

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111

2.10 NOMENCLATURA QUÍMICA: PRIMEIRO CONTATO

Neste capítulo demos nomes e fórmulas para muitos compostos químicos. O número de

compostos conhecidos excede 10 milhões, e embora haja um caminho sistemático para

denominá-los, nós nos demoraremos em uma discussão mais profunda da nomenclatura química

posteriormente neste livro. Por ser importante começar a associar a fórmula com a sua

nomenclatura, uma breve introdução à nomenclatura será dada.

NOMES TRIVIAIS E SISTEMÁTICOS

Na prática, dois tipos de nomes são usados para identificar compostos: nomes triviais

(também chamados nomes comuns) e nomes sistemáticos. Um nome trivial é aquele que ganhou

uma aceitação de uso comum por um considerável período de tempo, porém não concorda com o

conjunto de regras sistemáticas. Sal de cozinha, carborundum, gelo seco, amônia e cal virgem são

todos nomes comuns. Em contraste, os nomes sistemáticos dos produtos químicos obedecem a

um conjunto de regras que atualmente são recomendadas pela International Union of Fure and

Applied Chemistry (União Internacional de Química Pura e Aplicada), ou IUPAC. O nome

sistemático para um composto é geralmente ligado à sua fórmula, assim, um nome pode ser

determinado a partir de outro.

OS COMPOSTOS BINÁRIOS

Um composto binário é formado somente por dois elementos. Seu nome sistemático

consiste em duas palavras: o nome de um elemento seguido pelo nome do outro, modificando a

terminação para eto.

Compostos Binários Metal Não-Metal Compostos binários que consiste em um não

metal, tal como sódio, combinado comum metal, tal como cloro são denominados primeiro dando

o nome do não metal com a terminação eto seguido pelo nome do metal. Na fórmula de tal

composto, o símbolo do elemento metálico é colocado primeiro. Assim, o composto formado de

sódio e cloro é denominado cloreto de sódio (NaCl). Note que, quando "cloro" é transformado em

"cloreto", somente a raiz da palavra original permanece. Isso também ocorre com o "iodo", que

torna-se "iodeto", e assim por diante. Os nomes sistemáticos e fórmulas de alguns compostos

binários de metal-não-metal são dados na Tabela 2.2.

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112

Compostos Binários Não-Metal-Não-Metal. Alguns compostos binários consistem em

dois elementos não-metálicos: um dos dois será mais metálico em suas propriedades do que o

outro. (Discutiremos propriedade metálicas e não-metálicas no Capítulo 7.) Estes compostos, são

denominados primeiro pelo elemento menos metálico, adicionando-se eto à raiz do nome, como

anteriormente, seguido pelo nome do elemento mais metálico.

Em português, compostos binários de metal-não-metal, em que o não-metal é o oxigênio, têm seu nome iniciando-se

pela palavra óxido, seguido pelo nome do metal.

Assim, o nome sistemático para um composto de nitrogênio e oxigênio que tem a fórmula

NO é óxido de nitrogênio. (O oxigênio é menos metálico que o nitrogênio.)

Como você pode decidir qual dos dois elementos é mais metálico e qual é menos

metálico? Ao longo de uma linha horizontal na tabela da esquerda para a direita, os elementos

tomam-se geralmente menos metálicos (e, assim, mais não-metálicos). Para uma mesma coluna

vertical na tabela periódica, os elementos tomam-se mais metálicos no sentido de cima para

baixo?

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113

Quando um par de não-metais combinam-se em mais de uma razão de átomos além de

1:1, prefixos gregos são usados no nome do composto resultante para identificar o número

relativo de átomos presentes. O prefixo mais importante e os seus números estão representados

OS COMPOSTOS TERNÁRIOS CONTENDO OXIGÊNIO

Os compostos de três elementos, compostos ternários, geralmente consistem em um

metal, iniciando a fórmula, combinado com um segundo elemento e oxigênio. Os últimos dois

elementos constituem um grupo, que recebem nome especial, o qual deve ser memorizado. Os

nomes destes compostos são formados primeiro pelo nome do grupo seguido pelo nome do

metal. Por exemplo, no composto de sódio, nitrogênio e oxigênio que tem a fórmula NaNO3, o

grupo de um átomo de N mais 3 átomos de O, que é NO3, é chamado nitrato, e o composto é

denominado nitrato de sódio. Na palavra nitrato; o nitr nos diz que nitrogênio está presente, e o

ato indica a presença de oxigênio. Similarmente, Na2SO4 é denominado sulfato de sódio. (SO4 é

o grupo sulfato.).

Quando for possível formar dois compostos temários contendo oxigênio diferindo

somente no número de átomos de oxigênio, indicados na fórmula, então o sufixo ato será usado

para o composto com mais átomos de oxigênio, e ito para o de menor número de átomos de

oxigênio. Assim, NaNO2 é denominado nitrito de sódio: (Compare com NaNO3 acima.)

Exemplos de alguns compostos temários, contendo oxigênio, são dados na Tabela 2.4.

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114

OS ÁCIDOS E AS BASES

A fórmula de um ácido é usualmente escrita com os átomos de hidrogênio reativos

primeiro, como no HCl e H2SO4. Um ácido, particularmente um ácido binário, pode ser

denominado como outros compostos. (Por exemplo, HCl é cloreto de hidrogênio.) Contudo,

ácidos são mais comumentes denominados como ácidos da seguinte maneira sistemática: ácidos

binários são denominados iniciando-se primeiro com a palavra ácido seguida pela raiz do nome

segundo elemento acrescida do sufixo ídrico. Assim, HCl é denominado ácido clorídrico.

Comentários Adicionais

De acordo com as recomendações da IUPAC, os prefixos na Tabela 2.3 podem também

ser usados em compostos metal-não-metal, mas geralmente não são necessários, como veremos

adiante.

Ácidos ternários contendo oxigênio são denominados iniciando-se com a palavra ácido

seguida da raiz do nome do principal elemento do composto acrescido do sufixo ico ou oso.

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115

Assim, H2SO4 é ácido sulfúrico, e H2SO3 é ácido sulfuroso. O sufixo ico indica mais átomos de

oxigênio por molécula, e oso, menos. (Abordaremos mais extensamente o significado destes

sufixos posteriormente.)

As bases são denominadas apenas como se fossem compostos binários, com a palavra

hidróxido seguida do nome do elemento metálico no composto. Assim, NaOH é hidróxido de

sódio, e Ca(OH)2 é hidróxido de cálcio. Alguns exemplos de ácidos e bases, suas fórmulas e

nomes são dados na Tabela 2.5.

Comentários Adicionais

Consideremos novamente o composto nitrato de sódio, NaNO3. Neste composto, o grupo

de 1 átomo de nitrogênio e 3 átomos de oxigênio é o íon nitrato. Este pode ser escrito como NO3 -

o sinal de menos significa que o grupo tem uma carga elétrica negativa.

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116

Esta foi uma breve introdução à nomenclatura química. Mais tarde suplementaremos esta

introdução dando regras e comentários nas seções Notas de Nomenclatura.

RESUMO

A estequiometria é um estudo quantitativo da composição de substâncias químicas

(compostos, fórmulas, estequiometria) e das substâncias consumi das e formadas em reações

químicas (reação, equação, estequiometria).

Uma fórmula química é usada não somente para representar o nome de um composto, mas

também para indicar sua composição em termos de (1) número relativo de átomos e (2) número

relativo de mols de átomos.

Uma fórmula molecular mostra (1) o número de átomos em uma molécula da substância e

(2) o número de mols de átomos em um mol de moléculas.

Uma fórmula empírica indica somente a razão de (1) átomos e (2) mols de átomos no

composto. A fórmula empírica de um composto pode ser determinada de sua análise elementar.

Em seqüência para determinar a fórmula molecular de um composto, a massa molecular precisa

ser também conhecida.

As massas atômicas são normalmente especificadas em unidades conhecidas como

unidades de massa atômica (u), onde um u é definido exatamente como 1/12 da massa do isótopo

de carbono mais comum. A soma das massas de átomos em uma molécula é chamada massa

molecular, e é normalmente dada em u. A soma de massas de átomos, indicados em uma fórmula

é chamada massa de fórmula, e é a mesma que a massa molecular se o composto é formado de

moléculas (e uma fórmula unitária é então uma molécula).

Um mol de objetos é o número de Avogadro de objetos (átomos, moléculas etc.), onde o

número de Avogadro é (para três algarismos significativos) 6,02 x 1023. A massa de um mol de

átomos (ou moléculas ou fórmula unitária) é igual numericamente à massa atômica (ou molecular

ou de fórmula), mas é expressa em gramas.

As equações químicas especificam não somente as identidades das substâncias

consumidas e formadas em uma reação, mas também as quantidades relativas destas substâncias

em termos de (1) átomos, moléculas e fórmulas unitárias e de (2) mols destas identidades. Uma

equação química balanceada demonstra que todos os átomos presentes nos reagentes estão

quantificados para dar os produtos; átomos não são criados nem destruídos em uma reação. As

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117

razões estequiométricas entre os mols de reagentes indicados em uma equação balanceada são

úteis na determinação de qual substância é completamente consumida (o reagente limitante) e

qual(is) substância(s) está (estão) em excesso.

Molaridade é uma expressão de concentração de um soluto em uma solução. Esta é

definida como o número de mols de soluto por litro de solução e é útil nos cálculos

estequiométricos para reações que ocorrem em solução. Um importante tipo de reação em

solução é a ácido-base, ou reação de neutralização. No laboratório, tais reações são básicas para

titulações ácido-base, nas quais a concentração de um ácido ou base pode ser experimentalmente

determinada.

A nomenclatura química sistemática fornece um modo de denominar substâncias

químicas e de relacionar o nome da substância com sua fórmula. Neste capítulo foi fornecida uma

rápida introdução destes tópicos.

PROBLEMAS

Nota: Você precisará dos valores de massas atômicas para responder a alguns dos

seguintes problemas, assim como muitos daqueles que estão no fim dos próximos capítulos.

Utilize a tabela periódica dos elementos.

Átomos e Mols de Átomos

* 2.1 Indique com 3 algarismos significativos as massas de cada um dos itens seguintes

em unidade de massa atômica:

(a) 1 átomo de carbono,

(b) 1 átomo de ouro,

(c) 200 átomos de cloro,

(d) 6,02 x 1023 átomos de magnésio.

* 2.2 Calcule a massa atômica do elemento X, dado que 2,02 x l06 átomos de X têm uma

massa de 1,70 x 108 u.

.

* 2.3 Com 3 algarismos significativos, qual é a massa em gramas de cada um dos itens

seguintes?

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118

(a) 1 mol de átomos de Cl,

(b) 1 mol de átomos de Ag,

(c) 3,46 mols de átomos de enxofre,

(d) 6,02 x 1023 átomos de cálcio.

* 2.4 Se um mosquito tem uma massa de 4,0 x 10-3 gramas, qual é:

(a) a massa em gramas de 1,0 mol de mosquitos?

(b) a massa em u de um mosquito?

* 2.5 (a) Qual é a massa em gramas de um átomo de ferro?

(b) Qual é a massa em gramas de 1,0 mol de átomos de Fe?

(c) Quantos mols de átomos de Fe estão presentes em 0,150 g?

(d) Quantos átomos de ferro estão presentes em 0,150 g?

2.6 Calcule a massa atômica do elemento Z, dado que 2,14 x 10-3 mol de átomos de Z têm

uma massa de 9,11 x 10-2 g.

* 2.7 Quantos átomos estão presentes em:

(a) 27,0 g de Al?

(b) 23,0 g de Cr?

(c) 146 g de Lu?

(d) 0,00143 g de Mg?

Moléculas, Fórmulas Unitárias e Mols.

* 2.8 Qual é a massa de cada um dos seguintes itens em gramas?

(a) 1,00 mol de átomos de Cl,

(b) 1,00 mol de moléculas de Cl2,

(c) 6,00 mol de átomos de P,

(d) 6,00 mol de molécula de P4,

(e) 0,300 mol de fórmulas unitárias de AlBr3.

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119

* 2.9 Quantos mols estão presentes em cada item?

(a) 52,0 g de Cr,

(b) 44,0 g de CO2

(c) 1,00 g de CH4

(d) 122 g de C6H12O6

* 2.10 Qual é a massa expressa em gramas de:

(a) 0,475 mol de NO2

(b) 8,85 x 1022 moléculas de NO2,

(c) 1 molécula de NO2

2.11 Expresse a massa de 0,600 mol de moléculas de CBr4 em:

(a) gramas,

(b) u.

2.12 Qual é a massa molecular de um composto em u, se uma de suas moléculas tem uma

massa de 4,08 x 10-23 g? .

Estequiometria de Compostos

2.13 Em cada um dos itens está escrita corretamente a fórmula molecular. Escreva a

fórmula empírica em cada caso:

(a) H2O2,

(b) P4O6,

(c) H2C2O4

(d) C6H14

(e) S8

2.14 Uma amostra de um certo composto contém 6 x 1022 átomos de Na, 2 x 1022 átomos

de P e 8 x 10 22 átomos de O. Qual é a fórmula empírica do composto?

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120

2.15 Uma amostra de um certo composto consiste em 2,4 mol de átomos de C, 7,2 mol de

átomos de H e 1,2 mol de átomos de O. Qual é a fórmula empírica do composto?

2.16 Uma amostra de etano consiste em 2,0 x 1019 moléculas de etano e contém 4,0 x 1019

átomos de C e 1,2 x 1020 átomos de H. Qual é a fórmula empírica e a fórmula molecular do

etano?

2.17 Uma amostra de propano consiste em 0,220 mol de moléculas de propano e contém

0,660 mol de átomos de C e 1,76 mol de átomos de H. Qual é (a) a fórmula empírica e (b) a

fórmula molecular do propano?

* 2.18 Uma, amostra de éter etílico (anestésico), C2H6O, consiste em 0,724 mol de

moléculas de C2H6O. Quantos mols de

(a), átomos de C,

(b) átomos de H e

(c) átomos de O estão presentes?

2.19 Uma amostra de glicerol (nome comum glicerina), fórmula molecular C3H8O3,

contém 4,18 mol de átomos de O. Quantos mols de (a) átomos de H e (b) moléculas de C3H8O3

estão presentes?

* 2.20 Quantos mols de átomos de hidrogênio são necessários para combinar com 5,4 x

10-3mol de átomos de nitrogênio para formar amônia, NH3?

2.21 Qual é o maior número de moléculas de cada um dos seguintes compostos que pode

ser formado a partir de 12 átomos de carbono?

(a) CH4,

(b) C4H8,

(c) C4H10,

(d) C2H6,

(e) C6H8.

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121

* 2.22 Qual é o número máximo de mols de moléculas de cada composto que pode ser

formado a partir de 0,498 mol de átomos de carbono?

(a) CH4,

(b) C4H8,

(c) C4H10,

(d) C2H6,

(e) C6H8

2.23 Qual é o número máximo de mols de cada composto que pode formar-se a partir, de

35,00 g de carbono?

(a) CH4,

(b) C4H8,

(c) C4H10,

(d) C2H6,

(e) C6H8

2.24 Qual é o número máximo de gramas de cada composto que pode formar-se a partir

de 5,00 x 10-3 g de carbono?

(a) CH4,

(b) C4H8,

(c) C4H10,

(d) C2H6,

(e) C6H8

* 2.25 O gás mostarda foi usado na Primeira Guerra Mundial. Sua fórmula molecular é

C4H8Cl2S, Qual é a sua análise elementar(composição percentual) em massa?

2.26 Glutamato monosódio (MSG) é um intensificador de aroma usado na preparação de

alimentos. Sua fórmula é NaC5H8O4N. Qual é sua análise elementar?

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122

* 2.27 Análise de clorato de potássio, um composto químico usado na confecção de

roupas a prova de fogo, indica que é 31,90% K, 28,93% Cl e 39,17%O em massa. Qual é a

fórmula empírica do clorato de potássio?

2.28 O ácido ascórbico (vitamina C) tem a seguinte análise elementar: 40,91% C, 4,58%

H e 54,51% O em massa. Qual é sua fórmula empírica?

* 2.29 O composto para-diclorobenzeno é usado em conservantes. Sua análise é 49,02%

C, 2,74 % H e 48,24% Cl em massa, e tem uma massa molecular de 147,0. Qual é sua (a) fórmula

empírica e (b) sua fórmula molecular?

2.30 Adenina, uma importante substância bioquímica, tem massa molecular de 135,1 e

contém 44,45% C, 3,73% H e 51,82% N em massa. Qual é sua fórmula molecular?

Equações Químicas

2.31 Balanceie cada uma das seguintes equações usando coeficientes inteiros:

2.32 Balanceie cada uma das seguintes equações usando coeficientes inteiros:

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123

2.33 Balanceie cada uma das seguintes equações usando coeficientes inteiros:

Estequiometria de Reação

* 2.34 A amônia é produzida industrialmente pela reação entre nitrogênio e hidrogênio

gasoso:

Quantas moléculas de amônia podem ser produzidas de

(a) 1 molécula de N2?

(b) 27 moléculas de N2?

(c) 9 moléculas de H2?

(d) 180 moléculas de H2?

* 2.35 Quantos mols de moléculas de NH3 podem ser produzidos de acordo com a

equação do problema 2.34 de

(a) 0,200 mol de moléculas de N2?

(b) 0,982 mol de moléculas de N2?

(c) 50,0 mol de moléculas de H2?

(d) 0,782 mol de H2?

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124

* 2.36 Quantos gramas de NH3 podem ser produzidos conforme a reação do problema

2.34 de:

(a) 0,201 mol de N2?

(b) 0,207 mol de H2?

(c) 22,6 g de N2?

(d) 22,6 g de H2?

(e) 5,47 x l024 moléculas de N2?

(f) 5,47 x l024 moléculas de H2?

Em cada caso, assuma que haja pelo menos uma' quantidade estequiométrica do outro reagente

presente.

2.37 Hidrogênio gasoso, H2, reage com óxido de ferro, Fe2O3, a temperaturas elevadas

para formar água gasosa e ferro metálico. Produzindo 3.333 g de ferro por esta reação, quantos

gramas de (a) óxido de ferro e (b) hidrogênio são necessários?

2.38 Quantos gramas de (a) dióxido de carbono e (b) água são formados quando 525 g de

propano, C3H8 são aquecidos com oxigênio, O2? (Nenhum outro produto é formado)

Problemas com Reagentes Limitantes

* 2.39 Dióxido de enxofre, SO2, reage com oxigênio gasoso sob condições apropriadas

para formar trióxido de enxofre, SO3. Para cada um dos seguintes casos, determine o maior

número de moléculas de SO3 que podem ser produzidas a partir das quantidades dadas dos

reagentes:

(a) 100 moléculas de SO2 e 100 moléculas de O2

(b) 400 moléculas de SO2 e 100 moléculas de O2;

(c) 381 moléculas de SO2 e 185 moléculas de O2

(d) 185 moléculas de SO2 e 381 moléculas de O2.

2.40 Considere a reação do Problema 2.39. Para cada um dos seguintes casos, determine o

maior número de gramas de SO3 que poderia ser produzido das quantidades dadas dos reagentes:

(a) 0,300 mol de SO2 e 0,300 mol de O2

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(b) 0,700 mol de SO2 e 0,300 mol de O2

(c) 2,61 g de SO2 e 1,40 g de O2

(d) 28,4 g de SO2 e 12,1 g de O2

2.41 Suponha que 0,460 mal de ferro, Fe, reagem com 0,290 molde oxigênio, O2, para

formar óxido de ferro, Fe2O3. Qual substância está presente em excesso? Quantos gramas desta

substância encontram-se em excesso?

Nomenclatura Química

2.42 Dê o nome sistemático para cada um dos seguintes compostos:

(a) KCl,

(b)Na2O,

(c) LiI,

(d) BaS,

(e) Ca3P2

(f) Na3N,

(g) AlBr3,

(h) N2O5,

(i) P4O6,

(j) SO3,

(k) SiO2.

2.43 Escreva uma fórmula para cada um dos seguintes compostos, fazendo uso da

proporção de combinação atômica dada após cada nome:

(a) cloreto de magnésio (1:2),

(b) brometo de lítio (1:1),

(c) óxido de potássio (2:1),

(d) óxido de alumínio (2:3),

(e) cloreto de cobalto (1:2),

(f) iodeto de crômio (1:3).

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126

2.44 Escreva uma fórmula para cada um dos seguintes compostos:

(a) tetraóxido de dinitrogênio,

(b) pentafluoreto de iodo,

(c) hexacloreto de enxofre,

(d) difluoreto de dioxigênio,

(e) dióxido de cloro,

(f) trióxido de selênio.

Estequiometria de Solução

* 2.45 Calcule a concentração molar de NaCl em uma solução preparada pela adição de

0,423 mol de NaCl com suficiente água para preparar 0,479 L de solução.

2.46 56,7 g de NaNO3 são adicionados com água para formar uma solução com um

volume de 525 cm3. Qual é a molaridade de NaNO3 na solução?

* 2.47 A água é adicionada a 58,9 g de KI para formar uma solução que é 3,61 mol/L.

Qual é o volume da solução em centímetros cúbicos?

2.48 Calcule a molaridade de uma solução que tem um volume de 425 mL e que contém

25,0 g de

(a) Na2SO4

(b) K3PO4

(c) Al(NO3)3

* 2.49 Quantos mols de MgCl2 estão presentes em uma solução de MgCl2 0,448 mol/L

que tem um volume de:

(a) 1,00 dm3

(b) 2,68 L

(c) 122 mL?

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2.50 Quantos mililitros de CaBr2 0,140 mol/L são necessários para obter um solução que

contém 5,24 x 10-3 mol de CaBr2?

* 2.51 125 cm3 de NaCl 2,46mol/L são diluídos para um volume final de 845 cm3. Qual é

a molaridade do NaCl na solução final?

2.52 Deseja-se adicionar água a 50,00 mL de uma solução de Na3PO4 0,900 mol/L para

diminuir a concentração para 0,245 mol/L. Qual deve ser o volume final?

* 2.53 40,0 mL de NaCl 0,150 mol/L e 65,0 mol de NaCl 0,190 mol/L são misturados. Se

o volume final é 105,0 mL, qual é a molaridade do NaCl na solução final?

Ácidos e Bases

2.54 Dê o nome dos seguintes ácidos:

(a) HCl

(b) HBr

(c) HI

(d) HF

(e) H2SO4

(f) H2SO3

(g) H3PO4

2.55 Escreva a fórmula de cada um dos seguintes compostos:

(a) ácido bromídrico

(b) ácido nítrico

(c) ácido nitroso

(d) ácido carbônico

(e) ácido sulfúrico

(f) ácido sulfuroso.

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2.56 Dê o nome das seguintes bases:

(a) NaOH

(b) Ca(OH)2

(c)Al(OH)3

(d)Mg(OH)2

2.57 Quantos mols de NaOH podem ser neutralizados por

(a) 0,40 mol de HCl?

(b) 0,50 mol de H2SO4?

(c) 0,60 mol de H3PO4?

2.58 Quantos mols de H2SO4 podem ser completamente neutralizados por

(a) 0,40mol de NaOH?

(b) 0,50 mol de Ca(OH)2?

(c) 0,60 mol de Ga(OH)3?

2.59 Quantos centímetros cúbicos de NaOH 0,148 mol/L são necessários para a completa

neutralização de 144 cm3 de H2SO4 0,109 mol/L?

2.60 Se 25,0 mL de H3PO4 0,142 mol/L são titulados com KOH, 0,414 mol/L e o ácido é

completamente neutralizado, quantos mililitros de solução de base são necessários?

2.61 Se 47,8 mL de HCl 0,105 mol/L são necessários para a completa neutralização de

25,0 mL de uma solução de Ba(OH)2, qual é a concentração molar desta base?

2.62 Se 47,8 mL de Ba(OH)2 0,105 mol/L são necessários para a completa neutralização

de 25,0 mL de HCI, qual é a concentração molar do ácido?

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PROBLEMAS ADICIONAIS

* 2.63 Qual é a massa em gramas de:

(a) 1,74 mol de O2,

(b) oxigênio em 1,74 mol de N2O5,

(c) 4,32 x 1022 átomos de O,

(d) oxigênio em 8,02 x 1023 moléculas de SO3?

2.64 Quantos mols de átomos de oxigênio estão presentes em:

(a) 1,76mol de P4O6

(b) 0,176 mol de AI(NO3)3

(c). 65,0 g de CaSO3

(d) 1,67 x 1018 fórmulas unitárias de Ca3(PO4)2.

2.65 Ferroceno é um composto molecular em que cada molécula contém 1 átomo de ferro

e igual número de átomos de carbono e hidrogênio. Se ferroceno é 30,02% Fe, 64,56% C e 5,42%

H em massa, qual é sua fórmula molecular?

* 2.66 Hidroquinona, um composto químico usado em alguns tipos de revelação

fotográfica, tem uma massa molecular de 110,1 e contém 65,45% C, 5,49% H e 29,06% O em

massa. Qual é sua fórmula molecular?

2.67 Quando aquecido a uma temperatura alta, o calcário (carbonato de cálcio, CaCO3)

decompõe-se para formar cal virgem (óxido de cálcio sólido, CaO) e dióxido de carbono gasoso.

Um cadinho contendo algum calcário tem uma massa total de, 27,133 g. Após o

aquecimento,quando todo o calcário foi decomposto,o cadinho foi resfriado até a temperatura

ambiente, e depois de pesado apresentou uma massa de 26,847 g. Qual é a massa do cadinho?

* 2.68 Um composto consiste em 7,81% C e 92,19% Cl em massa. Se uma molécula deste

composto tem uma massa de 2,555 x 10-22 g, qual é a sua fórmula molecular?

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2.69 Se 1,97g de um composto consiste em 9,94 x 1021 moléculas e contém 0,198 de

carbono, 9,94 x 1021 átomos de hidrogênio e 0,0496 mol de átomos de cloro, qual é a fórmula

molecular do composto?

2.70 Uma mistura de dois sólidos, carbonato de cálcio, CaCO3, e carbonato de magnésio,

MgCO3 foi aquecida. Cada composto sofreu decomposição, e os únicos produtos foram óxido de

cálcio sólido, CaO, óxido de magnésio sólido, MgO e CO2 gasoso. Se a mistura original de

carbonatos tinha uma massa de 24,91 g e a massa da mistura final óxidos foi 12,75 g, qual era a

percentagem de CaCO3 na mistura original.

* 2.71 Deseja-se preparar 100,0g de acetileno, C2H2, pela reação:

Quantos gramas de CaC2 (carbeto de cálcio) e de H2O são necessários?

* 2.72 Sob apropriadas condições, octano, C8Hl8, queima em oxigênio para formar

dióxido de carbono e água. Se 12,0 g de octano e 50,0 g de oxigênio são misturados e reagem,

qual reagente está em excesso? De quanto será esse excesso?

2.73 37,2 mL de NaOH 0,142 mol/L são necessários para a completa neutralização de

25,0 mL de uma solução de H2SO4. Qual é a concentração molar do ácido?

2.74 Certa quantidade de Ca(OH)2 puro foi completamente neutralizada por 67,4 mL de

H2SO4 mol/L. Qual era a massa de Ca(OH)2?

* 2.75 166 cm3 de urna solução de HCl foram neutralizados pela primeira adição de 23,6

g de Ba(OH)2 e então titulados até o ponto de equivalência com 26,7cm 3 de NaOH 0,146 mol/L.

Qual era a concentração original do HCl?

2.76 Quando o sulfeto de zinco, ZnS, é aquecido com oxigênio gasoso, forma-se o óxido

de zinco, ZnO, e o dióxido de enxofre, SO2. Quanto ZnO pode ser produzido de 46,0 g de ZnS e

20,5 g de O2?

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2.77 Uma mistura de metano, CH4, e etano, C2H6, foi queimada em oxigênio para formar

CO2 e H2O como únicos produtos. Se nos produtos da mistura foram encontrados 58,7 % de CO2

e 41,3 % de H2O em massa, qual era a composição da mistura original?

2.78 Qual volume de H2SO4 0,142 mol/L é necessário para a completa neutralização de

uma mistura de 125 ml de NaOH 0,106 mol/L e 145 ml de Ba(OH)2 0,0654 mol/L?

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Me ajudou muito.De facil raciocinio.
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