Estequiometria II

5. Estudo das Relações Estequiométricas

5.1. Relação Quantidade em Mols – Quantidade em Mols

            Os dados do problema e as quantidades incógnitas pedidas são expressos em termos de quantidade em mols.

Exemplo:

Qual o número de mols de gás carbônico, CO₂, liberada na queima de 15 mols de etanol, C₂H₆O?

Resolução:

1º ) Escreva a equação envolvida: C₂H₆O   +   O₂   à   CO₂   +   H₂O

2º) Acerte os coeficientes da equação: 1C₂H₆O   +   3O₂   à   2CO₂   +   3H₂O

3º ) Destaque, na equação química, as substâncias envolvidas nos dados e a pergunta do problema:

1C₂H₆O   +   3O₂   à   2CO₂   +   3H₂O

n = ? mols de CO₂

4º ) Abaixo das fórmulas, escreva a relação molar e transforme-a segundo os dados do exercício:

1C₂H₆O   +   3O₂   à   2CO₂   +   3H₂O

                                                     1 mol                        2 mols  à Relação molar

              Dado do exercício  à   15 mols                           n      à Incógnita

Importante: o exercício fornece a quantidade de etanol em mols e pede a quantidade de gás carbônico também em mols não é necessário transformar a relação molar.

5º ) Estabeleça e resolva problema usando a regra de três.

                                                     1 mol C₂H₆O ............2 mols CO₂

                                                 15 mols C₂H₆O ............       n

n=30 mols de CO₂

5.2 Relação entre Quantidade em Mols e Massa

            Os dados do problema são expressos em termos de quantidade em mols (ou massa) e a quantidade incógnita é pedida em massa (ou quantidade em mols).

Exemplo:

Qual massa de água, H₂O, produzida na queima de 5 mols de etanol, C₂H₆O?

Dados: H = 1 g/mol; C = 12 g/mol e O = 16 g/mol.

1º ) Escreva a equação envolvida: C₂H₆O   +   3O₂   à   2CO₂   +   3H₂O

2º) Acerte os coeficientes da equação: 1C₂H₆O   +   3O₂   à   2CO₂   +   3H₂O

3º ) Destaque, na equação química, as substâncias envolvidas nos dados e a pergunta do problema:

1C₂H₆O   +   3O₂   à   2CO₂   +   3H₂O    (H₂O = 18g/mol)

m = ? g H₂O

4º ) Abaixo das fórmulas, escreva a relação molar e transforme-a segundo os dados do exercício:

                                                   1C₂H₆O   +   3O₂   à   2CO₂   +   3H₂O                              
                                                   1 mol                                            3 mols  à Relação molar

                                                   1 mol                                            3 . 18 g à Relação molar transformada

               Dado do exercício  à    5 mols                                           x      à Incógnita

Importante: o exercício fornece a quantidade de etanol em mols e pede a quantidade em massa de água, portanto, devemos transformar os 3 mols dessa substância em massa (3 . 18g de água).

5º ) Estabeleça e resolva problema usando a regra de três.

                                                     1 mol C₂H₆O ............3 . 18 g H₂O

                                                     5 mols C₂H₆O ..........      n     

n=270 g de H₂O

Estequiometria

         Estequiometria é uma palavra grande que descreve uma idéia simples, origina-se da composição das palavras gregas: “stoikheion” (estéquio: elemento ou substância) e “metron” (metria: medida), portanto significa medida de uma substância.

        Assim será o cálculo das quantidades de reagentes e/ou de produtos em quantidade de matéria, e será realizado como aplicação direta das leis de Lavoisier, Proust e Gay-Lussac, em geral, com o auxílio da equação química devidamente balanceada.

1. Importância da Estequiometria

       A estequiometria ou cálculo estequiométrico é de grande importância em nosso cotidiano, toda a reação química que ocorre seja na cozinha de nossas casas, em laboratórios ou nas indústrias segue uma “receita” nas condições preestabelecidas.

            Assim, esse cálculo, permite determinar a quantidade de compostos que reagem (em mols, massa, volume, etc.) e as quantidades de novos compostos produzidos (em mols, massa, volume, etc.).

Nesse estudo explicaremos como as reações são dependentes dos compostos envolvidos e quanto de cada composto é necessário e formado.

Veja alguns exemplos:

2. Conceitos Básicos - Revisão

2.1 Massa Molar

A massa molar de um elemento é a massa de 6,02x10²³* átomos do elemento corresponde numericamente com a massa atômica.

Exemplo: Massa atômica do C = 12u  à   Massa molar do C = 12 g/mol

2.2.Volume Molar

a) Princípio de Avogadro

3. Tipos de cálculo estequiométrico

            Como dissemos no início desse estudo, na estequiometria, os cálculos serão estabelecidos em função das leis de Lavoisier, Proust e Gay-Lussac, neste último caso para reações envolvendo gases e desde que estejam todos nas mesmas condições de pressão e temperatura.

            Em seguida, devemos tomar os coeficientes da reação devidamente balanceados, e, a partir deles, estabelecer a proporção em mols dos elementos ou substâncias da reação que podem ser expressas de várias maneiras:

– massa;

– volume;

– quantidade de matéria (mols);

– número de moléculas.

4. Estequiometria: roteiro para resolução de exercícios.

Para entender como aplicar a estequiometria na resolução de exercícios, acompanhe o exemplo da reação de combustão do álcool etílico:

C₂H₆O + O₂ ® CO₂ + H₂O

Balanceando a equação, teremos:

1C₂H₆O + 3O₂ ® 2CO₂ + 3H₂O

 1mol    3mols    2mols   3mols

Proporção em mols

Uma vez que a equação química está balanceada estabelecemos também a proporção em mols, assim podemos realizar inúmeros cálculos, envolvendo os reagentes e/ou produtos dessa reação, combinando as relações de várias maneiras.

    A resolução de problemas que envolvem a estequiometria será facilitada se obedecer, inicialmente à seguinte seqüência:

1º ) Escreva a equação envolvida;

2º) Acerte os coeficientes da equação (ou equações);

Lembre-se ® equação balanceada: coeficiente = número de mols
3º ) Destaque, na equação química, a(s) substância(s) envolvida(s) nos dados e a(s) pergunta(s) do problema;

4º ) Abaixo das fórmulas, escreva a relação molar e transforme-a segundo os dados do exercício (mol, gramas, número de átomos ou moléculas, volume molar);

5º ) Estabeleça e resolva problema usando a regra de três.

Inep convoca universidades para preparar ENEM

      Há oportunidades para instituições municipais, públicas e federais.

      Interessadas têm até 15 de abril para fazer o cadastro.

   O Instituto Nacional de Estudos e Pesquisas Educacionais (Inep) convoca instituições públicas de Ensino Superior para elaborar e revisar itens das provasdo Exame Nacional do Ensino Médio (ENEM). A chamada pública foi publicada na última segunda-feira, 28 de março, no Diário Oficial da União. O prazo para a manifestação de interesse se estende até15 de abril.

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Serão aceitas as inscrições de instituições municipais, estaduais ou federais. Os cadastros devem ser feitos no site do Inep. Todas as universidades cadastradas serão submetidas a um treinamento para a capacitação tanto dos s coordenadores gerais como dos coordenadores de área sobre os pressupostos teóricos e metodológicos sobre avaliação em larga escala, instrumentos de medida, matrizes de referência, elaboração e revisão de itens.

Somente após as capacitações as instituições estarão credenciadas a participar do trabalho. Com a assinatura do termo de sigilo e compromisso, as novas parcerias deverão capacitar elaboradores e revisores de itens para se tornarem servidores ativos na área de docência ou pesquisa. Eles serão responsáveis pela elaboração dos itens segundo a demanda do Inep. Todos os itens, no entanto, submetidos à revisão e a pré-testagem, antes mesmo de compor o banco nacional.

Atualmente o ENEM é composto por uma redação e quatro provas nas áreas de matemática e suas tecnologias, linguagens, códigos e suas tecnologias, ciências humanas e suas tecnologias e ciências da natureza e suas tecnologias. Cada teste é composto por 45 itens. O ideal, segundo o Inep, é que o banco de itens tenha, no mínimo, 20 mil itens por área do conhecimento.

Confira a íntegra da chamada pública.

Fonte: Universia Brasil

Bases ou Hidróxidos

4.1 - Definição de Bases ou Hidróxidos

      São compostos iônicos que, em presença de água, sofrem dissociação iônica, liberando como ânion exclusivo a hidroxila ou oxidrila (OH–), ao lado de um cátion qualquer ou amônio.

Exemplo-1: dissociação iônica do hidróxido de sódio (soda cáustica)

NaOH(s) à   Na+(aq) + OH–(aq)                   

Exemplo-2: dissociação iônica do hidróxido de cálcio (cal extinta)

        Ca(OH) 2(s) à  Ca2+(aq) + 2 OH–(aq)

4.2 - Regra Geral de Formulação das Bases

Onde:

B^y+ = cátion qualquer (metal ou amônio)

OH– = hidroxila ou oxidrila (grupo funcional das bases) 

Exemplo:

Na¹⁺OH^1- = Na₁OH₁ = NaOH            Mg²⁺OH^1- = Mg₁(OH)₂ = Mg(OH)₂

4.3 - Classificação das Bases

4.3.1 - De acordo com o número de hidroxilas (OH–):

· monobases: possuem uma hidroxila.

   Ex.: NaOH

· dibases: possuem duas hidroxilas.      

  Ex.: Ca(OH)2

· tribases: possuem três hidroxilas.       

  Ex.: Al(OH)3

· tetrabases: possuem quatro hidroxilas.   

  Ex.: Pb(OH)4

4.3.2 - De acordo com a solubilidade em água a 25 °C:

· solúveis: são as bases formadas por metais alcalinos e pelo íon amônio.

   Ex.: LiOH 

· pouco solúveis: são as bases formadas por metais alcalinos terrosos.

   Ex.: Ca(OH)2· insolúveis: todas as demais bases.

  Ex.: Al(OH)3

4.3.3 - De acordo com o grau de dissociação iônica (a):

Para que uma base sofra dissociação iônica, é necessário que ela seja solúvel ou parcialmente solúvel em água. Assim temos:

· bases fortes (a = 100%): são as bases formadas por metais alcalinos e alcalinos terrosos.

· bases fracas: todas as demais bases (incluindo NH4OH).

4.4 – Características comuns das bases:

· Têm gosto amargo e cáustico, que “amarra a boca”. Naturalmente não é um bom método para se identificar uma base por ser extremamente perigoso e existem, hoje, indicadores capazes de nos ajudar neste sentido.

· São escorregadias e untuosas ao tato.

· Alteram, também de maneira específica, a cor dos indicadores, por exemplo, o papel tornassol fica azul.

· As bases se dissociam, quando adicionadas à água, formando íons.

Saiba mais...

Exercícios resolvidos:

1º. Escreva a equação de dissociação iônica das bases:

a) CsOH

b) Mg(OH)₂

c) Be(OH)₂

d) Al(OH)₃

Resposta:

                     H₂O(l)

a) CsOH(s)    ® Cs⁺(aq) + OH^-(aq)

                      H₂O(l)

b) Mg(OH)₂(s) ® Mg²⁺(aq) + 2OH^-(aq)

                    H₂O(l)

c) Be(OH)₂(s) ® Be²⁺(aq) + 2OH^-(aq)

                     H₂O(l)

d) Al(OH)₃(s) ® Al³⁺(aq) + 3OH^-(aq)   

2º. Monte a fórmula das bases formadas pelos cátions:

a) Ag⁺         b) Zn²⁺        c) Cu²⁺       d) Cu⁺        e) Ni²⁺       f) Ni³⁺

Resposta:

a) AgOH

b) Zn(OH)₂

c) Cu(OH)₂

d) CuOH

e) Ni(OH)₂

f) Ni(OH)₃

4.5 – Nomenclatura das Bases

4.5.1 – Nomenclatura Oficial (Stock): hidróxido de (nome do elemento).

Exemplos:

NaOH – Hidróxido de sódio

KOH – Hidróxido de potássio

Mg(OH)₂ – Hidróxido de magnésio

Al(OH)₃ – Hidróxido de alumínio

NH₄OH – Hidróxido de amônio

Observação:

      Caso o elemento apresentar mais de uma valência, esta deverá ser indicada com algarismos romanos e entre parênteses.

Fe(OH)₂ – Hidróxido de ferro (II)

Fe(OH)₃ – Hidróxido de ferro (III)

CuOH – Hidróxido de cobre (I)

Cu(OH)₂ – Hidróxido de cobre (II)

4.5.2 - Nomenclatura com terminações OSO e ICO

      Quando o elemento tem duas valências, usamos OSO para a menor e ICO para a maior.

Exemplos:

CuOH – Hidroxido cuprOSO

Cu(OH)₂ – Hidroxido cúprICO

Exercícios resolvidos:

1º. Dar o nome oficial às bases abaixo:

a) AgOH

b) Zn(OH)₂

c) Cu(OH)₂

d) CuOH

Resposta:

a) hidroxido de prata

b) hidroxido de zinco

c) hidroxido de cobre (II)

d) hidroxido de cobre (I)

2º. Na nomenclatura usual para bases, utiliza-se o sufixo oso para indicar a menor valência (carga elétrica do cátion) e o sufixo ico para a maior valência. Assinale a alternativa na qual o nome da base está correto.

a) Fe(OH)₂ – hidróxido férrico

b) Fe(OH)₃ – hidróxido ferroso

c) CuOH – hidróxido cúprico

d) Cu(OH)² – hidróxido cuproso

e) Al(OH)₃ – hidróxido de alumínio

Resposta:

2+

Fe(OH)₂ – hidróxido ferroso

3+

Fe(OH)₃ – hidróxido férrico

1+

CuOH – hidróxido cuproso

2+

Cu(OH)₂ – hidróxido cúprico

3+

Al(OH)₃ – hidróxido de alumínio

Resposta: E

Você sabia?!...

    A hidrangina ou hortênsia, uma planta com flores lindas, mas venenosa, que aparece principalmente no sul do Brasil (estado do Rio Grande do Sul) e em Campos do Jordão, em função da altitude e do clima ameno que apresentam. O pH do solo em que foram plantadas determina a cor de suas flores,em solos ácidos as hortênsias têm flores azuis, já em solos alcalinos (básicos) dão origem a variedade rosa. Veja as imagens abaixo:

Figura 5.13 – Influência do pH do solo na coloração das flores.