Química Geral - 2011/2012
Professor Valentim Nunes, Departamento de Engenharia
Química e do Ambiente
email: [email protected]
Gabinete: J207
Pág. Web:
http://www.docentes.ipt.pt/valentim/ensino/quimica1.htm
(é bastante útil a consulta desta página!)
Ferramentas básicas da Química (parte II)
Equações químicas: uma transformação química é
denominada reacção química e é descrita por uma equação
química.
C + O2
CO2
P4(s) + 6 Cl2(g)
4 PCl3(l)
Reagentes
Produtos
Conservação da massa: em reacções químicas vulgares
não há variação da massa total. Os átomos não podem ser
criados ou destruídos.
Acerto de equações
Muitas vezes identificamos reagentes e produtos mas temos de acertar a
equação química.
1. Olhar para os elementos
que aparecem apenas uma vez
de cada lado da equação e
com igual nº de átomos. As
fórmulas devem ter o mesmo
coeficiente
2. Olhar para os elementos
que aparecem apenas uma
vez, mas com diferente
número de átomos. Acertar
esses elementos
3. Acertar os elementos que
aparecem duas ou mais vezes.
KClO3
KCl + O2
2 KClO3
2 KCl + 3 O2
Dizemos que a equação está
acertada. Os coeficientes
colocados atrás das fórmulas
são designados coeficientes
estequiométricos.
Acerto de equações (outro exemplo)
NH3 + O2
NO + H2O
2 NH3 + O2
NO + 3 H2O
2 NH3 + O2
2 NO + 3 H2O
2 NH3 + 5/2 O2
2 NO + 3 H2O
4 NH3 + 5 O2
4 NO + 6 H2O
Estequiometria
Uma reacção química acertada mostra a estequiometria da
reacção: relação entre as quantidades, em número de
moles, de reagentes e produtos numa dada reacção
química.
Cálculos estequiométricos:
2 Li(s) + 2 H2O(l)
2 LiOH(aq) + H2(g)
Qual a massa de hidrogénio produzida pela reacção completa de 80.57
g de lítio?
nLi = 80.57 g/ 6.941 g.mol-1 = 11.6 mol
nH2 = 11.6 mol Li  1 mol H2/2 mol Li = 5.8 mol H2
massa de H2 = 5.8 mol  2 g.mol-1 = 11.7 g
Cálculos estequiométricos
Massa de reagente(s)
nº de moles de reagente
Volume de reagente(s)
Estequiometria
Massa de produto(s)
nº de moles de produto
Volume de produto(s)
Reagente limitante
O reagente consumido em primeiro lugar numa reacção
química é designado reagente limitante. Os outros
reagentes dizem-se em excesso.
Reagente limitante - produção de metanol
CO (g) + 2 H2 (g)
CH3OH (l)
Misturam-se 356 g de monóxido de carbono com 65 g de
hidrogénio. Qual o reagente limitante e qual a quantidade
máxima de metanol produzido?
nCO = 356 g/28 g.mol-1 = 12.7 mol
nH2 = 65 g/2.016 g.mol-1 = 32.2 mol
reagente limitante é o CO!
massa de metanol = 12.7 mol  32.04 g.mol-1 = 407 g
Rendimento das reacções
A conversão máxima de uma reacção é a quantidade de
produto que se espera obter pela reacção acertada, quando
todo o reagente limitante foi consumido. O rendimento, , é
obtido a partir de:
conversão obtida

conversão máxim a
100
Rendimento - produção da aspirina
C7H6O3(s) + C4H6O3(l)
Ác. Salicílico anidrido acético
C9H8O4(s) + CH3CO2H(l)
aspirina
ácido acético
A partir de 14.4 g de ácido salicílico com anidrido acético
em excesso, obtiveram-se 6.26 g de aspirina. Qual o
rendimento da reacção?
nác = 14.4 g/138.1 g.mol-1 = 0.104 mol
naspirina = 0.104 mol
massa de aspirina = 0.104 mol  180.2 g.mol-1 = 18.8 g
 = 6.26/18.8  100 = 33.3%
Reacções em solução aquosa
Muitas reacções químicas, e praticamente todos os processos
biológicos ocorrem em meio aquoso. 2/3 do corpo humano é
constituído por água.
Solução aquosa - algumas definições
Solução: mistura homogénea (gasosa, líquida ou sólida) de
duas ou mais substâncias. O soluto é a substância presente
em menor quantidade e o solvente é a substância presente
em maior quantidade. Nas soluções aquosas o solvente é a
água.
Compostos em solução aquosa:
moléculas - após dissolução permanecem como
moléculas neutras rodeadas por moléculas de água - não
electrólitos (açúcar, etanol, etilenoglicol, ….)
Substâncias iónicas - após dissolução formam iões
individuais hidratados - electrólitos (NaCl, KNO3,
HCl..)
Tipos de reacções
• Reacções de Precipitação: causadas pela insolubilidade
de uma combinação de iões presentes na solução
•Reacções ácido-base: causadas pela formação da
molécula de água, bastante estável, como resultado da
combinação de um ião hidrogénio, H+, e um ião hidróxido,
OH-.
•Reacções de oxidação-redução (ou redox): causadas pela
diferença de potencial de redução entre dois átomos,
resultando num fluxo de electrões.
Reacções de precipitação
Caracterizadas pela formação de um produto insolúvel
(precipitado) que se separa da solução. Os reagentes são
geralmente solúveis.
BaCl2 (aq) + K2SO4 (aq)
BaSO4(s) + 2 KCl(aq)
Equação iónica efectiva:
Ba2+(aq) + SO42-(aq)
K+ e Cl- são iões espectadores!
BaSO4 (s)
Solubilidade
Como poderemos saber se haverá formação de um
precipitado quando se misturam duas soluções?
Solubilidade: é a quantidade máxima de soluto que se pode
dissolver numa dada quantidade de solvente a uma dada
temperatura.
O nitrato de prata (AgNO3) é solúvel, e o cloreto de potássio
(KCl) é igualmente solúvel, mas o cloreto de prata (AgCl) é
insolúvel!
Ag+ + NO3Troca de iões!
K+ + Cl-
Regras de Solubilidade
Ácidos e bases
Definições de Arrhenius:
Ácido: é uma substância que quando dissolvida em água faz
aumentar a concentração de iões H+.
Fortes: HCl (aq)
H+(aq) + Cl-(aq)
Fracos: H2SO4
H+(aq) + HSO4-(aq)
CH3COOH
H+(aq) + SO42-(aq)
H+(aq) + CH3COO-(aq)
Base: é uma substância que quando dissolvida em água faz
aumentar a concentração de iões OH-.
Fortes: NaOH(aq)
Na+(aq) + OH-(aq)
Fracas: NH3(aq) + H2O(aq)
NH4+(aq) + OH-(aq)
Reacções ácido-base
Ácido + Base
Sal + Água
(reacção de neutralização)
HNO3 (aq) + KOH(aq)
KNO3(aq) + H2O(l)
H2SO4(aq) + 2 NaOH(aq)
Na2SO4(aq) + 2 H2O(l)
H+(aq) + OH-(aq)
H2O(l)
Reacções de Oxidação-Redução
As reacções de oxidação-redução são reacções em que
ocorre transferência de electrões. Embora muitas reacções
ocorram em solução aquosa, uma grande quantidade ocorre
noutras fases.
Cu2+(aq) + Zn(s)
Zn(s)
Cu2+(aq) + 2 e-
Cu(s) + Zn2+(aq)
Zn2+(aq) + 2 eCu(s)
2 Ca(s) + O2(g)
2 CaO(s)
de uma reacção redox!
(oxidação)
(redução)
trata-se igualmente
Número de oxidação
Número ou estado de oxidação: número de cargas que um átomo teria
numa molécula (ou composto iónico) se houvesse transferência completa
de electrões. Numa reacção redox tem de ocorrer variação dos números
de oxidação.
1. O número de oxidação de um elemento em qualquer das suas formas
alotrópicas é zero: S8, O2, O3, Cu, Au, etc..
2. Num ião monoatómico corresponde á sua carga: Al3+(+3), Cl-(-1), Ca2+
(+2), etc..
3. O número de oxidação do oxigénio, O, é sempre -2, excepto nos
peróxidos onde é -1 (H2O2)
4. O número de oxidação do hidrogénio, H, é sempre +1 excepto nos
hidretos onde é -1 (NaH, CaH2,..)
5. A soma algébrica dos número de oxidação num composto é zero. Num
ião poliatómico é igual à carga do ião.
Agentes oxidantes e redutores
Agente oxidante: espécie reduzida
durante uma reacção
Agente redutor: espécie oxidada durante
uma reacção.
Identificando reacções
S8(s) + 8 O2(g)
8 SO2(g) ?
Variação dos estados de oxidação: reacção redox
NiCl2(aq) + Na2S (aq)
NiS (s) + 2 NaCl (aq) ?
Formação de um produto sólido: reacção de precipitação
2 CH3CO2H(aq) + Ba(OH)2(aq)
(CH3CO2)2Ba(aq) + 2 H2O(l) ?
Formação de H2O por combinação de H+ e OH-: reacção
ácido-base
Concentração e diluição de soluções
Concentração de uma solução: é a quantidade de soluto
presente numa dada quantidade de solvente.
Molaridade (ou concentração molar): é o número de moles
de soluto em 1 L de solução.
m olesde soluto
M  m olaridade
litros de solução
Qual a molaridade de uma solução que contem 0.435g de KMnO4 em
250 mL de solução?
nKMnO4 = 0.435 g/158 g.mol-1 = 0.00275 mol
KMnO4 = 0.00275 mol / 0.250 L = 0.011 M
Preparação de soluções
Diluição de soluções
A diluição é um processo de preparação de soluções menos
concentradas a partir de outras mais concentradas.
Moles de soluto antes da diluição = moles de soluto depois da diluição
Ci  Vi = Cf  Vf
Como se poderá prepara 200 mL de uma solução 0.8 M de NaOH a
partir de uma solução armazenada 5.0 M?
5.0  Vi = 0.8  200
Vi = (0.8  200)/5.0 = 32 mL
São necessários 32 mL da solução concentrada, à qual se adiciona o
solvente até perfazer o volume total de 200 mL.
Titulações ácido-base
Os estudos quantitativos de reacções ácido-base efectuam-se usando
uma técnica conhecida como titulação. Numa titulação, uma solução de
concentração exactamente conhecida, denominada solução padrão, é
adicionada a outra solução de concentração desconhecida até que a
reacção química esteja completa.
Titulações ácido-base
Ponto de equivalência: ponto no qual o ácido reagiu completamente com
a base, neutralizando-a. Normalmente é detectado pela variação brusca da
cor de um indicador.
Indicadores: substâncias que apresentam cores distintas em meio ácido
(excesso de ácido) e em meio básico (excesso de base).
Quantos mL de uma solução 0.6 M de NaOH são necessários para
neutralizar 20 mL de uma solução 0.245 M de H2SO4?
nH2SO4 = 0.245 mol.L-1  0.02 L = 4.9 10-3 mol
nNaOH = 4.9 10-3 mol H2SO4 (2 mol NaOH/1 mol H2SO4) = 9.8 10-3
mol
VNaOH = 9.8 10-3 mol / 0.6 mol.L-1 = 0.0163 L = 16.3 mL
Recomendações Finais
Utilizem estes “slides” em conjuntos com as vossa notas da
lição!
Complementem o vosso estudo com a leitura do Capítulo 3 e
4 do Chang (R.Chang, Química, 8ª ed., McGraw-Hill,
Lisboa, 2005)
Resolvam os exercícios da 1ª série!
Boa semana!