FACULDADE DO VALE DO IPOJUCACurso de Engenharia Civil Disciplina: Química Professora: Simone Perruci Galvão Estequiometria das reações que usa substâncias puras foram vistas anteriormente (reagentes e produtos). Reações em solução são também comuns. Solvente - Um componente de uma solução apresenta-se em uma quantidade muito maior do que a dos outros componentes. Soluto - cada um dos outros componentes é chamado soluto. Por exemplo: após dissolver um grama de açúcar em um litro de água água (solvente ) e o açúcar (soluto). ou molaridade. Concentração molar. . Soluções aquosas – são as soluções onde o solvente é água. simbolizada por M (recomenda-se mol/L) Unidade de concentração Indica o número de mols de soluto adicionado ao solvente em quantidade suficiente para completar um litro (1 dm3) de solução. Soluções concentradas e diluídas : ◦ solução concentrada alta concentração de soluto no solvente. Solução supersaturada contém mais soluto ordinariamente necessário para a saturação. ◦ Solução diluída baixa concentração de soluto no solvente. Solução não-saturada contém menos soluto do que o necessário para a saturação. Saturação quantidade de soluto necessário para ter a máxima dissolução em uma quantidade de solvente. que o . 250 L e contém 26.8 g de cloreto de cálcio.Exemplo .1] 2° regra de três 1 mol de CaCl2 – 111.Qual é a concentração molar do CaCl2? (Massas atômicas: Ca=40.1.1g x .). CaCl2.1 + 2(35. Cl=35.5)] = 111.8g .5.Uma solução tem um volume de 0.26. Solução: 1° determinar o número de mols de CaCl2 : massa de fórmula [40. 72 mol/L.2) 126 g de cloreto de sódio são adicionados em uma quantidade de água suficiente para preparar 793 cm3 de solução.72 mol/L .5] =58.5 2° regra de três 1 mol de CaCl2 – 58. Qual é a concentração molar do NaCl? (Massas atômicas: Na = 23.15 mols 2.793 = 2.126g x= 2.0. Cl = 35.) Resposta: 2.5.15/0.5g x . Solução: 1° determinar o número de mols de NaCl : massa de fórmula [23 + 35. 400 M de acordo com a equação: Cr2(SO4) + 3BaCl2 3BaSO4 + 2CrCl3 1° .Exemplo .calcular a quantidade de mols de BaCl2 com V= 300 cm3 N° de mols = M(Mols)x V(L) = 0.3L e 0.3 = 0.250 M .O que se deseja obter Cr2(SO4)3 a 0.400 M volume (cm3) da solução de 2° .250 M são necessários para reagir completamente com 300 cm3 de BaCl2 a 0. 0.12 mols .Quantos centímetros cúbicos de uma solução de Cr2(SO4)3 a 0.4 x 0. 12 X = 0.04 mol de Cr2(SO4) 4° Achar o volume de Cr2(SO4) que reagiu V = 0.04 mol/ 0.250M = 0.3 mol BaCl2 X 0.Estabelecer a relação entre os reagentes: 1 mol de Cr2(SO4) .16 L de solução 160 cm3 de solução de Cr2(SO4) .Cr2(SO4) + 3BaCl2 3BaSO4 + 2CrCl3 3° . precisam ser usados para preparar 5.0 + 14.) 1 passo: Números de mols de NaNO3 (quantidade de soluto para completar o volume (L) da solução). O = 16.500 L (lembre-se: 1 L = 1000 mL) N° de mols de NaNO3 = (0.0) = 85.00 x 102 mL 0.Exemplo 2 .0.0 + 3(16. NaNO3.00 x 10-2 mol 2° Passo A massa de fórmula do NaNO3 23.Quantos gramas de nitrato de sódio.0 .100 mol/L) (0. N =14.500 L) =5. 5.0.0.00 x 102 mL de uma solução 0.100 mol/L? (Massas atômicas: Na = 23. 50 x 102mL de solução 0.5. MgCl.240 mol/L? (Massas atômicas: Mg=24.) . Cl = 35.3.3° Passo Regra de três: Problema Paralelo . são necessários para preparar 2.Quantos gramas de cloreto de magnésio. Um aparelho conveniente para transferir uma amostra de volume conhecido é a pipeta .Balão volumétrico – Pipeta . KNO3.134 mol/L)(0.134 mol/L é diluída pela adição de uma quantidade de água suficiente para aumentar seu volume para 225 mL.0 mL de uma solução aquosa de nitrato de potássio.70 x 10-3 mol KNO3 4) Como o novo volume é 225 mL. Qual é a nova concentração? 1). a nova concentração é: Diluição por adição de solvente não causa um aumento na concentração do soluto .0500 L) =6.O número de mols de KNO3 em solução não muda com a adição de água. 3) (0.Exemplo . ou 0.225 L.50.0500 L. 2) V = 50 mL 0. 0. são conhecidas também como álcalis.• Os Ácidos – Um ácido é um composto capaz de fornecer íons de hidrogênio. HF (Fluoreto) Ácido fluorídrico HCl (Cloreto) Ácido clorídrico H2SO4 (Sulfato) Ácido sulfúrico HNO3 (Nitrato) Ácido nítrico Hidrácidos Oxiácidos • As Bases . É um composto capaz de fornecer íons hidróxidos. H+.em solução aquosa. Ex:NaOH Hidróxido de sódio Ex:Mg(OH)2 Hidróxido de magnésio . OH– em solução aquosa. a neutralização é definida como : H+ (aq) + OH.(aq) → H2O(aq) .Reação de ácido-base ou de Neutralização Pela visão de Arrhenius (restrita a soluções aquosas). Reação de Neutralização Total Reação de Neutralização parcial do ácido Reação de Neutralização parcial da Base . SO32-. .Ampliação do conceito ácido e base Ácidos – São substâncias que aumentam a concentração de cátions relacionados com o solvente Base – São substâncias que aumentam a concentração de ânions relacionados com o solvente No solvente NH3 um ácido produz NH4+ e uma base produz NH2No solvente SO2 um ácido produz SO2+ e uma base. . portanto diminui o nox. Oxidação é o processo pelo qual um elemento perde elétrons. portanto aumenta o nox.Classificação • Reação sem transferência de elétrons formação de nova fase ou formação de um eletrólito ) •Reação com transferência de elétrons (oxidação-redução ou redox) Reação óxido-redução São as reações em que ocorre pelo menos uma oxidação e uma redução. Redução é o processo em que um elemento ganha elétrons.Reações em soluções aquosas . Reações em soluções aquosas . Agente redutor é a substância que é oxidada Agente Oxidante é a substância que é reduzida.Classificação Oxidação e redução ocorrem sempre juntas nenhuma substância é oxidada sem que a outra seja reduzida. O Sódio (Na) oxidou 0 → +1 O Hidrogênio (H) reduziu +1 → 0 . consequentemente. consequentemente. .Reação óxido-redução • Os metais tem sempre tendência para ceder eletrons. os metais se oxidam e agem como redutores • Os não-metais tem sempre tendência para receber eletrons. os não metais se reduzem e agem como oxidantes. b) O Hidrogênio tem número de oxidação igual a +1 c) O Oxigênio tem número de oxidação igual a -2 5°) Ou Lembrar dos elementos da tabela periódica Grupo 1A. A carga de um íon poliatômico pode ser vista como sendo o número de oxidação líquida do íon. 3°) A soma dos números de oxidação de todos os átomos em uma molécula ou íon poliatômico precisa ser igual a carga da partícula 4°) Em seus compostos .REGRAS PARA O BALANCEAMENTO 1° ) O número de oxidação de qualquer elemento livre (não combinado é igual a zero) 2°) O número de oxidação para qualquer íon monoatômico simples (Na+ ou Cl-) é igual a carga do íon .formam íons de carga +1 Grupo 2A . a) o Flúor tem número de oxidação igual a -1.formam íons de carga +2 . os não metais tem número de oxidação igual as cargas de seus ânions. EX: Fe2O3 O2Mg3P2 P-3 .REGRAS PARA O BALANCEAMENTO 6°) Em compostos iônicos binários com metais. na equação química. . qual espécie se oxida e qual se reduz. a) KMnO4 + HCl → KCl + MnCl2 + H2O + Cl2 2º) Encontrar os Δoxid e Δred .Reação óxido-redução 1º) Determinar. ◦ Δoxid = número de elétrons perdidos x atomicidade do elemento ◦ Δred = número de elétrons recebidos x atomicidade do elemento •3°Calcular o total de eletrons perdidos de recebidos pelos elementos que sofrem oxidação e redução. E teremos como resultado final a seguinte equação balanceada: 2KMnO4 + 16HCl → 2KCl + 2MnCl2 + 8H2O + 5Cl2 .Devemos colocar o coeficiente sempre ao lado dos elementos que apresentaram variação no NOX. o total de eletrons perdidos . e o coeficiente de elemento que sofre redução será. respectivamente. 5o – Agora basta finalizar o ajuste por tentativas.Reação óxido-redução 4° – O coeficiente do elemento que sofre oxidação será o total de eletrons recebidos. o agente redutor e agente de oxidação.Reação óxido-redução EXERCÍCIO 1.+1 +5 -2 +1 -2+1 +1 +6 -2 +1 -1 +1 -2 Perde 6 e. . Identifique a substância que foi oxidada e reduzida. 4+ 2. a) MnO2 +KClO3 + KOH K2MnO4 + KCl + H2O.(redução) Aumentou 2e_ (Oxidação) 6MnO2 + 2KClO3 + 12KOH 6K2MnO4 + 2KCl + 6H2O. Fazer o balanceamento da equação. 5 x 10-3 HCl ou H ou Cl relação 1:1:1 .(1:1:1) ◦ M = n°mols/ volume (l) ◦ 0.Exercício A água é sempre formada na neutralização H+ (aq) + OH.3 = n° mols/25 x 10-3 n° de mols = 7.(aq) → H2O(aq) ◦ Estequiometria da reação 1: 1:1 Exemplo: Quantos mililitros de uma solução de NaOH com concentração 0.1 mol/l são requeridos para neutralizar 25 mL de HCl a 0.3 mol/l? HCl H+ + Cl. (aq) → H2O(aq) (1: 1:1) • M = n°mols/ volume (l) 0.5 x 10-3 /l 75ml de solução NaOH.Exercício Neutralização : H+ (aq) + OH. .1 = 7.