Mol e Equação Química
Teoria
Introdução
Fala aí! Tudo bem? Vamos bater um papo sobre estequiometria?
Começando com os conceitos mais básicos!
Dá uma olhada numa reação química de neutralização.
Na vida real, uma reação como essa não acontece quando um único encontra um único , formando um único e uma única molécula de água.
As coisas acontecem em quantidades MUITO grandes.
Ao misturar uma pequena porção (alguns mL) de solução de com uma pequena porção de solução de , milhares de milhões de moléculas estão presentes, reagindo entre si.
Como, na química, muitas vezes a gente fala de quantidades muito grandes de espécies (átomos, moléculas, íons...), os cientistas criaram o conceito de mol.
O Mol e a Massa Molar
O mol nada mais é do que uma quantidade de coisas.
Sabe quando você diz uma dúzia de ovos? Automaticamente a gente já sabe que se tratam de 12 ovos.
A ideia é que quando alguém falar em um mol de ovos, você saiba que essa pessoa está falando de ovos. O mol é só isso, uma quantidade.
Esse número, é chamado de número de Avogrado.
Agora... Por que um número tão quebradinho pra se referir a grandes quantidades de espécies?
Não era mais fácil dizer, por exemplo, que “um milhão de moléculas de A reagem com 2 milhões de moléculas de B” do que dizer que “ moléculas de A reagem com moléculas de B”? Das duas formas fica claro que a proporção é de 1 de A para 2 de B.
Mas o número de Avogrado não é uma constante aleatória.
Olha aqui o hidrogênio na tabela periódica:
Lembra que aquele número lá de cima, na esquerda, é o número atômico () e o de baixo é, aproximadamente, o número de massa (), que é igual ao número de prótons mais o número de nêutrons do átomo do elemento?
Agora, pensa comigo.
O hidrogênio tem um próton e zero nêutrons.
A massa de um próton é igual a g.
Então, a massa de um único átomo de hidrogênio é, também, igual a g.
Se a gente multiplicar essa massa pelo número de Avogrado, a gente vai descobrir a massa de um mol de átomos de hidrogênio. Ou seja, a massa de átomos de hidrogênio.
Portanto, o número de Avogrado é a constante que transforma a massa atômica de u.a. (unidades atômicas) para gramas, mantendo o “valor”. É tipo um fator de conversão.
O hidrogênio tem massa atômica 1 u.a. e massa molar 1 g.
A massa molar é a massa de um mol de átomos do elemento ou de um mol de moléculas de uma substância.
E a massa molar tem, aproximadamente, o mesmo valor da massa atômica (soma dos prótons e nêutrons), mas em gramas.
A unidade da massa molar é gramas por mol (g/mol).
E o número de mols de uma espécie presente em uma amostra é dado por:
Onde é o número de mols, é a massa da amostra e é a massa molar da espécie.
Molaridade
O mol é uma coisa tão importante na química que ganhou até uma unidade de concentração.
Ao se referir à quantidade de determinado soluto presente em uma solução, a gente pode falar em g/L, mas também em mol/L.
Pra captar a mensagem, vamos pensar em uma solução de .
Um mol de tem 2 mols de , 1 mol de e 4 mols de .
Portanto, pra calcular a massa molar do , fazemos assim:
E uma solução de 1 mol de por litro de solução tem 98,08 gramas de por litro de solução.
A molaridade é, então, a concentração em mol/L. Muitas vezes, ao invés de escrever mol/L, as pessoas escrevem simplesmente M.
Para solução de , então:
A Equação Química
A equação química é mais uma coisa importante para o estudo da estequiometria.
Ela é a forma como a gente expressa uma reação química.
Todos nós já trabalhamos com equações químicas no ensino médio.
A ideia aqui é só apresentar alguns conceitos básicos, pra relembrar o que você já sabe e, quem sabe, te apresentar alguma coisa nova.
Bem, na equação química nós escrevemos reagentes e produtos separados por uma seta.
O que indica que os reagentes estão reagindo e se transformando nos produtos.
Um dupla seta indica que os produtos também são capazes de reagir e formar os reagentes. Essas reações são chamadas de reversíveis.
Atenção!!! Não use “ ” para reações reversíveis. Essa seta aí é usada exclusivamente para ressonância!
Uma equação química completa deve indicar o estado físico dos reagentes e produtos. Isso é feito a partir de subscritos entre parênteses. Para isso usamos: g para gasosos, para sólidos, para líquidos e para aqueles que estão em solução aquosa.
Além disso, o número na frente das substâncias químicas indica as proporções entre os número de mols dos compostos envolvidos. Esses números são chamados coeficientes. Caso não tenha nenhum número, entendemos que ali existe um “”.
Exemplos:
Um mol de ácido carbônico líquido se converte em um mol de gás carbônico e um mol de água.
Quando uma solução de ácido sulfúrico entra em contato com ions de bário, observa-se a formação de um precipitado branco de sulfato de bário.
Muitas vezes não se indica o estado físico da galera. Outras vezes, se indica de uma forma diferente: uma seta pra cima pode indicar a formação de um gás e uma seta pra baixo a formação de um precipitado.
Algumas vezes uma substância química é colocada sobre a seta, para indicar que ela age como catalisador.
Um catalisador não “aparece” nos produtos, mas acelera a transformação dos reagentes em produtos.
A temperatura da reação também pode aparecer sobre a seta. Ou um “” pra indicar que a reação ocorre a quente, sem especificar a temperatura. A presença de um “” sobre a seta indica que a reação precisa de luz para ocorrer.
Eaí? Teve alguma novidade?
Se quiser dar uma praticada a gente vai ficar muito feliz em resolver uns exercícios de fixação com você!
Molaridade
A Equação Química
Exercícios Resolvidos
Exercício Resolvido #1
UFS – Lista de Físico-Química. Prof. Dr. Juvenal Filho. Questão 01.
Traduza cada descrição seguinte em equações químicas equilibradas:
a) Quando trióxido de enxofre gasoso reage com água, forma-se solução de ácido sulfúrico.
b) O sulfeto de boro,, reage violentamente com a água, formando solução de ácido bórico, , e desprende sulfeto de hidrogênio gasoso.
Passo 1
a) Passando isso aí pra forma de equação química:
E não esquece de dar uma conferida se ficou tudo balanceado.
Passo 2
b) Pra segunda reação:
E aí? Ficou balanceada?
Como eu tenho e no lado dos reagentes, eles precisam aparecer também no lado dos produtos.
E contabilizando e no lado dos produtos, precisamos de no lado dos reagentes.
Prontinho.
Resposta
a)
b)
Exercício Resolvido #2
UFS – Lista de Físico-Química. Prof. Dr. Juvenal Filho. Questão 04.
A fórmula molecular da cafeína é . Em uma amostra contendo 0,150 mol de moléculas de cafeína, quantos mols de átomos de C, H, O e N estão presentes?
Passo 1
Pela fórmula molecular da cafeína – – a gente sabe que, em um mol de cafeína teremos 8 mols de átomos de carbono, 10 mols de átomos de hidrogênio, 2 mols de átomos de oxigênio e 4 mols de átomos de nitrogênio.
E vamos fazer várias regrinhas de três pra descobrir a quantidade de cada um desses átomos em 0,150 mol de cafeína.
Passo 2
Para o carbono:
Para o hidrogênio:
Para o oxigênio:
Para o nitrogênio:
Resposta
Estão presentes: 1,2 mols de C, 1,5 mols de hidrogênio, 0,3 mols de oxigênio e 0,6 mols de nitrogênio.
Exercício Resolvido #3
USP – Lista de Exercícios de Estequiometria. Questão 13.
Qual a massa de 1,35 mol de ?
Passo 1
Pra fazer essa questão, a gente precisa conhecer a massa molar de cada um daqueles átomos ali.
Com a tabela periódica na mão, vemos que:
Onde MM é a massa molar.
Passo 2
Agora vamos calcular a massa molar da cafeína:
Passo 3
E pra finalizar, calculamos a massa correspondente à 1,35 mol de cafeína. Podemos fazer por regra de três ou por fórmula.
Por regra de três fica assim:
Por fórmula, sabe-se que o número de mols () é igual a massa de composto dividido pela massa molar () do mesmo.
Então:
Resposta
Massa de cafeína é igual a 262,20 g.
Exercício Resolvido #4
USP – Lista de Exercícios de Estequiometria. Questão 16.
Quantos mol de estão contidos em 632 g de pirita de ferro, ?
Passo 1
Existe mil e um caminhos diferentes pra chegar na resposta. A gente vai fazer de uma maneira.
Talvez você prefira fazer de outra forma, e não tem problema nenhum.
Primeiro, a gente precisa da massa molar do , do e do .
Com a tabela periódica na mão, vemos que:
E a MM do é dada por:
Passo 2
Agora a gente vai calcular quantos mols de a gente tem em 632 g desse composto.
Você pode fazer por regra de três ou por fórmula.
Então a gente tem 5,27 mol de em 632 g.
Passo 3
Como, em cada mol de a gente tem 2 mols de S, ou seja, cada molécula de tem dois átomos de , o número de mols de enxofre é o dobro do número de mols de .
Resposta
10,5 mol de S.
Exercício Resolvido #5
USP – Lista de Exercícios de Estequiometria. Questão 42.
Quantos átomos de Fe estão presentes em um pedaço de ferro com mol de átomos de Fe?
Passo 1
Tá aí um enunciado confuso. Mas correto.
É como perguntar: “Quantos ovos estão presentes em uma caixa de ovos com dúzias de ovos?”
Aqui é, mais uma vez, aplicar a nossa querida regra de três.
Sabemos que em um mol de átomos de ferro existem átomos de ferro. E queremos calcular quantos átomos temos em mol.
Passo 2
Fica assim então:
Resposta
átomos de Fe.
Exercício Resolvido #6
USP – Lista de Exercícios de Estequiometria. Questão 18.
Os átomos de carbono tem um diâmetro de, aproximadamente, 1,5.10-8 cm. Se dispusermos átomos de carbono em um fileira de 3 cm de comprimento, qual será a massa total de carbono que teremos?
Passo 1
Olha só, o enunciado está nos dizendo que cada carbono tem um diâmetro de 1,5.10-8 cm. O que a gente pode escrever como:
E a gente vai colocar um carboninho do lado do outro, montando uma fileira de átomos de carbono de 3 cm de comprimento.
O número de átomos que cabe nessa “fileira” será:
Passo 2
E agora que a gente já sabe quantos átomos de carbono estão na fileira, precisamos calcular a massa dessa galera.
A gente pode ver na tabela periódica, que um mol de carbono pesa 12,01 g.
E um mol de carbono são 6,02.1023 átomos de carbono.
Então a gente pode fazer uma regra de três dizendo que 6,02.1023 átomos de carbono pesam 12,01 g e calcular quantas gramas 2.108 átomos de carbono pesam.
Prontinho. Teremos 3,99.10-15 g ou 3,99.10-18 Kg.
Resposta
3,99.10-15 g de carbono.
Exercício Resolvido #7
USP – Lista de Exercícios sobre Estequiometria. Questão 50.
Uma amostra de 0,578 g de estanho puro é tratada com flúor gasoso até que o peso do composto resultante fique constante e igual a 0,944g. qual a fórmula empírica do fluoreto de estanho formado? Escreva uma equação para esta síntese.
Passo 1
Pra começar, vamos escrever a equação pra enxergar melhor o problema.
Ele diz que estanho (Sn) reage com flúor gasoso (F2), formando fluoreto de estanho, cuja fórmula ainda não sabemos.
Ficou estranho esse monte de letra né? Mas é que ainda não sabemos as quantidades que irão reagir, nem a fórmula do composto formado.
Passo 2
Olhando na tabela periódica, vemos que:
Então o número de mols de Sn reagindo é dado por:
Para o composto formado, temos que a massa total é 0,944 g. Considerando que 0,578 g são de Sn, o restante é de flúor:
O que corresponde a:
mols de F no composto formado.
Passo 3
Sabendo o número de mols de F e de Sn no composto formado, podemos calcular a proporção entre esses átomos.
Então, no produto da reação, teremos 1 Sn para cada 4 F.
A fórmula empírica do produto é dada por:
Passo 4
E a equação química da síntese é dada por:
Resposta
A fórmula empírica do produto é dada por:
Exercício Resolvido #8
Unicamp – Química Geral e Inorgânica – Professor Nelson – 2015.1. Questão 02.
a) A água dura contém , e , os quais interferem com a ação do sabão e deixam uma cobertura insolúvel no interior dos recipientes e canos quando aquecidos. Amaciantes de água substituem esses íons por . Se de água dura contém de e de , qual a quantidade de matéria (em mol) de necessária para substituir esses íons?
b) Um método comercial usado para descascar batatas é afundá-las em uma solução de hidróxido de sódio por um curto período, removê-las da solução e retirar a casca com jatos de água. A concentração de hidróxido de sódio deve ficar normalmente entre e , monitorada constantemente. Em uma análise foram necessários de para neutralizar de uma amostra de solução de hidróxido de sódio. Justifique através de cálculos se esta amostra estava dentro do intervalo citado.
Passo 1
a) Toddo esse blábláblá pra dizer que a gente precisa trocar o e o de uma amostra de água dura por .
Acontece que, como o tem carga e o tem carga , para substituir cada átomo de vamos precisar de 2 átomos de .
O mesmo acontece entre e .
Então o que precisamos fazer é: calcular a quantidade de mols de e presentes em e, multiplicando por , achar o número de mols de que precisamos pra substituir esses caras.
Passo 2
Regrinha de três pro cálcio: se temos 0,010 mol/L de , quantos mols teremos em (nosso volume total)?
Regrinha de três pro magnésio: se temos de , quantos mols teremos em?
Com 10 mols de e 5 mols de , nós temos 15 mols desses caras (equivalente a 30 mols de cargas ), e precisamos de 30 mols de para substituí-los.
Passo 3
b) A gente vai seguir passando de concentração pra quantidade de matéria. Ou seja, ver quantos mols por litro temos e calcular quantos mols temos em determinado volume.
O enunciado diz que foram necessários de . Quantos mols de foram usados, então?
Mas cada neutraliza dois . Olha só:
Então, se a gente precisou de 22,85 mmol de , a gente tinha o dobro disso de .
E o enunciado fala que essa quantidade de NaOH estava em 20,0 mL de amostra. Então podemos calcular a concentração de NaOH em mol por litro.
Como a concentração deveria ficar entre 3 e 6 mol/L, a gente conclui que a concentração da amostra está abaixo do intervalo citado.
Resposta
a) 30 mols de .
b) A amostra está fora do intervalo de concentração citado, com 2,285 mol/L de NaOH.
Exercício Resolvido #9
USP – Lista de Exercícios de Estequiometria. Questão 32.
A dor provocada pela picada de uma formiga deve-se ao ácido fórmico injetado por ela sob a pele. Calcule a porcentagem em peso de ácido fórmico (HCOOH) em uma solução que é 1,099 M em HCOOH. A densidade da solução é 1,0115 g/cm³.
Passo 1
Existem vários caminhos diferentes pra chegar na resposta .
Vamos começar passando aquela concentração de mol por litro (mol/L = M) para grama por litro (g/L).
Para isso precisamos da massa molar do ácido fórmico. Na tabela periódica vemos a massa molar dos átomo que o constituem:
E assim:
E se temos 1,099 mol em 1 litro de solução, teremos, em gramas:
Pronto! A concentração da solução de ácido fórmico é de 50,59 g/L (= 1,099 mol/L).
Passo 2
Agora precisamos passar essa concentração de g/L pra porcentagem em massa.
Sabemos que temos g em um litro de solução.
Usando a densidade dada, vamos calcular qual a massa de litro () de solução.
Beleza.. agora a gente sabe que 1 litro de solução pesa g, sendo g de ácido fórmico.
Portanto, a porcentagem em massa de ácido fórmico pode ser calculada por:
Resposta
A porcentagem em peso de ácido fórmico é de %.
Exercício Resolvido #10
Peter Atkins & Loretta Jones. Princípios da Química, 5ª ed. Porto Alegre: Bookman, 2012, pp F51-F.23.
Uma mistura de e de massa g contém g de sódio. Qual é a porcentagem em massa de na mistura?
Passo 1
O passo 1, definitivamente, é ver a massa molar dessa galera na tabela periódica.
E, com isso, a gente pode calcular:
Passo 2
Esse é um exercício com muito mais matemática do que química.
O enunciado nos diz que a massa de mais a massa de é igual a g.
E pela fórmula do e sua massa molar, a gente sabe que a cada g desse composto, a gente tem g de Na. Ou seja, a massa de Na corresponde a 27% da massa de .
Além disso, a massa de Na corresponde a, aproximadamente, 32% da massa de .
Portanto, a massa total de Na (dada como g) é igual a:
Então a gente tem um sistema de duas equações e duas incógnitas:
Que você pode resolver da maneira que preferir.
Passo 3
Multiplicando a primeira equação por 0,27:
Subtraindo a primeira equação da segunda:
Substituindo na primeira equação do sistema:
Passo 4
A porcentagem de na mistura corresponde, então, a:
Resposta
40,4%