Química 2ª Série
Aula 01: Mol e o Cálculo Estequiométrico

Jailson Duarte

28 março de 2022

Importante

O conteúdo desta Aula foi elaborado com base no Livro:

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Mol – Quantidade de matéria

  • Mol:unidade de medida para a quantidade de matéria, ou seja, átomos, moléculas, elétrons etc. É

  • O físico italiano Lorenzo Romano Amedeo Carlo Avogadro (1776-1856) propôs que, sob mesma temperatura e pressão, volumes iguais de gases diferentes possuem a mesma quantidade de moléculas.

  • Estipulou-se a constante de Avogadro (\(N_A\)), que representa a quantidade de matéria presente em 1 mol e tem valor numérico igual a: \(1 mol = 6,02214076 \cdot 10^{23}\)

Mol e suas relações

  • A massa molar (M) é a massa de 1 mol de partículas, sejam elas átomos, moléculas, elétrons etc., e é expressa em g/mol. É calculada a partir da massa molar de seus constituintes:

  • Exemplo: O carbonato de cálcio \((C_aCO_3)\) tem a seguinte massa molar:

Mol e suas relações

Calcule:

  1. a massa de 0,25 mol de \(H_2O\).

  2. a quantidade de matéria (mol) em 980g de Ácido sulfúrico (\(H_2SO_4\))

Resposta 1

Para calcular a massa de determinado elemento é só multiplicar a atomicidade do elemento pela massa e somar com os demais elementos.

\[H_2O = 18g \; (2 \cdot 1 + 16 = 18)\]

\[ 1 \; mol \; de \; H_2O \longrightarrow 18 g \;de \;H_2O\]

\[0,25 \; mol \;de \;H_2O \longrightarrow x g \;de \;H_2O\]

\[x = 4,5 g \; de\; H_2O\]

Portanto a massa em gramas de 0,25 mol de \(H_2O\) é 4,5 gramas

Resposta 2

Massa molar do \(H_2SO_4\):

\[H_2SO_4 = 1 \cdot 2 + 32 + 16 \cdot 4 = 98 \; g/mol{-1}\]

\[1 \;mol \;de \;H_2SO_4 \longrightarrow 98 \;g\]
\[x \;mol \;de \;H_2SO_4 \longrightarrow \;980 \;g\]
\[x = \frac{980}{98} = 10\]

x = 10 mols de \(H_2SO_4\)

Exemplos de massa molar e número de partículas para diferentes substâncias

Interpretação de equação química a partir do conceito de mol

  • As equações químicas representam os processos de transformações de reagentes em produtos e sempre devem ser balanceadas obedecendo as leis de Lavoisier e Proust.

  • Por meio de um experimento feito em sistema fechado Lavoisier (1743-1794) percebeu que a massa dos reagentes e dos produtos se conservava. Na mesma época, o químico francês Joseph Louis Proust (1754-1826) enunciou que as reações químicas acontecem em proporções definidas.

Interpretação de equação química a partir do conceito de mol

  • A equação química de síntese de água a partir de gás oxigênio e gás hidrogênio, por exemplo, pode ser expressa da seguinte forma: 2 mol de moléculas de gás hidrogênio reagem com 1 mol de moléculas de gás oxigênio formando 2 mol de moléculas de água.

  • Equação: \[2H_2 + 1O_2 \to 2H_2O\]

  • Massa: \[2 \cdot 2g + 1 \cdot 32g \to 2 \cdot 18g\]

Cálculo Estequiométrico.

  • Os valores na frente das substâncias são chamados de coeficientes estequiométricos da equação;

  • Para estabelecer uma relação entre as quantias de reagentes e produtos de uma reação química alguns passos são essenciais;

Cálculo Estequiométrico.

  • Passo 1: Escreva a equação química;

  • Passo 2: Faça o balanceamento da equação ajustando os coeficientes para que reagentes e produtos tenham a mesma quantidade de átomos (Lei de Proust e Lei de Lavoisier);

  • Passo 3: Identifique o que se pede no problema e escreva os valores das substâncias, seguindo os dados do problema.

  • Passo 4: Estabeleça a relação existente entre os números de mol, massa, no de partículas ou volume para substâncias gasosas.

Relações estequiométricas entre os participantes da reação

  • Relação de massa com massa: Equacione a reação de combustão do carbono e determine a massa de gás carbônico formada quando utilizamos 6 g de carbono e quantidade de oxigênio suficiente. Dados: C = 12 g/mol; O = 16 g/mol

Relações estequiométricas entre os participantes da reação

  • Relação de massa com mol: Para reagir com 1 mol de hidróxido de sódio \((NaOH)\), qual a massa de ácido sulfúrico \((H_2SO_4)\) necessária para que a neutralização seja total? Dados: C = 12 g/mol; O = 16 g/mol

Relações estequiométricas entre os participantes da reação

  • Rendimento: Um laboratorista minucioso usou 5 mol de gás hidrogênio e 2,5 mol de gás oxigênio para sintetizar água, obtendo, ao final do experimento, 4 mol de vapor-d’água. Calcule a quantidade de água que teoricamente deveria ser formada a partir das quantidades de reagentes utilizadas e, em seguida, o rendimento da reação.

  1. Daniel, tem uma rotina nutricional equilibrada, e toda manhã consome cereais com leite, sempre colocando exatamente 400 mL de leite. Em um certo dia, resolveu ler o rótulo da caixa de leite para saber a quantidade de cálcio que consumiria ao ingerir os 400 mL do leite escolhido. Vendo que a cada 200g de leite consumia 0,380g de cálcio e sabendo-se que 1 mL de leite = 1 grama de leite, qual o número de átomos de cálcio, consumidas por Daniel nos 400 mL de leite?
  • Dados: \(40g \cdot mol^{-1}\) de cálcio; Constante de Avogadro = \(6 \cdot 10^{23}\).

  1. A amônia (NH3) é um composto químico que pode ser produzido pela reação entre os gases nitrogênio (N2) e hidrogênio (H2), conforme a reação não balanceada a seguir: \(X N_{2(g)} + Y H_{2(g)} \to Z NH_{3(g)}\). Quais são os coeficientes estequiométricos X, Y, Z dos compostos apresentados na equação química? Lembre-se: Para a equação estar correta deve-se ter o mesmo número de átomos nos reagentes e nos produtos.

  2. Para a reação de síntese da amônia (NH3) ao utilizar 10 g de nitrogênio (N2) reagindo com hidrogênio (H2), qual massa, em gramas, do composto é produzida? Dados: N: 14 g/mol e H: 1 g/mol.

  1. A combustão completa é um tipo de reação química que tem como produtos gás carbônico e água. Reagindo álcool etílico (C2H6O) e oxigênio (O2) na proporção em mols de 1:3, quantos mols de CO2 é produzido? Dados: \(1 C_2H_6C + 3O_2 \to CO_2 + H_2O\)