Voltar a: 11ºAno – Química

• Aula nº1

         ⇒ Reações Químicas ;

Quantidade de matéria e o número de partículas

A mole (n) é a quantidade de matéria que contém tantas partículas (átomos, moléculas, iões, …) quantos os átomos que existem em 0,012 kg de carbono-12, ou seja, é a quantidade de matéria que contém o número de partículas igual ao valor da constante de Avogadro (N_A = 6,022 x 10²³ mol^–1).

Unidades usuais:

•  N – número de partículas
• N_A – Constante de Avogadro (mol^-1)
• n – quantidade de matéria (mol) da unidade estrutural

A massa de uma mole de partículas é numericamente igual ao valor da massa atómica relativa (no caso dos átomos) ou da massa molecular relativa (no caso das moléculas ou compostos iónicos).

Quantidade de matéria e a massa molar

A massa de uma mole de substância designa-se por massa molar. Representa-se pelo símbolo M e exprime-se, usualmente, em grama por mole (g mol^–1 ou g/mol).

Unidades usuais:

• M – massa molar (g mol^-1)
• m – massa da substância (g)
• n – quantidade de matéria (mol) 

Volume molar 

O volume molar (Vm) consiste no volume ocupado por uma mole de um gás em determinadas condições de pressão e temperatura (unidade usual dm³ mol^–1). À temperatura de 0 °C (273,15 K) e à pressão de 1 atm (condições PTN), o volume molar de um gás é 22,4 dm³ mol^–1. Sejam quais forem as condições de pressão e temperatura, no volume molar de um gás ideal existem sempre 6,022 x 10²³ partículas (1 mole de partículas).

Unidades usuais:

• n – mole (mol)
• V – decímetro cúbico (dm³)
• Vm – decímetro cúbico por mole (dm³ mol^-1)

Massa volúmica

É possível relacionar a massa (m) de uma substância com o seu volume (V), obtendo-se a densidade ou massa volúmica (ρ) através da expressão:

Unidades usuais:

• ρ – grama por decímetro cúbico (g dm^-3)
• m – grama (g)
• V – decímetro cúbico (dm³ )

É ainda possível relacionar a massa (m) de uma amostra gasosa e a sua quantidade de matéria (n) com o volume molar (Vm), para determinadas condições de pressão e temperatura. A massa volúmica (ρ) de uma substância gasosa relaciona a sua massa molar (M) com o seu volume molar (Vm) através da expressão:

Unidades usuais:

• ρ – grama por decímetro cúbico (g dm^-3)
• M – grama por mole (g mol^-1)
• Vm – decímetro cúbico por mole (dm³ mol^-1)

Composição quantitativa de soluções

Concentração mássica (C_m)

A concentração mássica (C_m) de uma solução indica a massa de soluto (m_soluto) que existe por unidade de volume da solução (V_solução).

Unidades SI:

• m_soluto – quilograma (kg)
• V_solução – metro cúbico (m³)
• C_m – quilograma por metro cúbico (kg m^-3)

Unidades usuais:

• m_soluto – grama (g)
• V_solução – decímetro cúbico (dm³)
• C_m – grama por decímetro cúbico (g dm^-3)

Concentração molar ou concentração (c)

A concentração molar ou, simplesmente, concentração (c) indica a quantidade de matéria de soluto (n_soluto) que existe por unidade de volume de solução (V_solução).

Unidades SI:

• n_soluto – mole (mol)
• V_solução – metro cúbico (m³)
• c – mole por metro cúbico (mol m^-3)

Unidades usuais:

• n_soluto – mole (mol)
• V_solução – decímetro cúbico (dm³)
• c – mole por decímetro cúbico (mol dm^-3)

Percentagem em massa (% m/m)

A percentagem em massa (% m/m) indica a massa de soluto (m_soluto) existente em cada 100 unidades de massa de solução (m_solução).

Unidades:

• m_soluto – quilograma ou grama (kg ou g)
• m_solução – quilograma ou grama (kg ou g)
• % m/m – adimensional

Percentagem em volume (% V/V)

A percentagem em volume (% V/V) indica o volume de soluto (V_soluto) contido em cada 100 unidades de volume de solução (V_solução).

Unidades:

• ⇒ V_soluto – metro cúbico ou decímetro cúbico (m³ ou dm³)
• ⇒ V_solução – metro cúbico ou decímetro cúbico (m³ ou dm³)
• % V/V – adimensional

Partes por milhão (ppm)

Partes por milhão (ppm) indica a massa ou volume de soluto existente em um milhão (10⁶) de unidades de massa ou volume de solução. Utiliza-se quando a concentração do soluto é muito baixa.

Exercícios:

1. O dioxigénio é um dos componentes maioritariamente da atmosfera. Considera uma amostra de 9,03 x 10²³ moléculas desta substância.

1.1 Determina a quantidade de matéria de dioxigénio contida nesta amostra.

1.2 Qual o número de átomos de oxigénio existentes nesta amostra?

2. Determina a quantidade de matéria existente em:

2.1.  1,0 kg de água

2.2.  1,0 kg de cloreto de sódio 

3. Determina o volume ocupado por 10 g de oxigénio molecular, nas condições PTN (V_m = 22,4 dm³ mol^-1).

4. A massa volúmica de uma amostra de oxigénio molecular é de 1,43 g dm^-3.

Comprova que essa amostra gasosa se encontra nas condições PTN.

5. No rotulo de uma garrafa de água surge a informação relativa à concentração mássica de iões sódio, sendo esse valor igual a 7,1 mg/L.

Determina a massa de sódio presente em 100 mL de água.

6. Preparou-se uma solução aquosa utilizando 50 ml de água e 10 g de cloreto de sódio, NaCl.

6.1. Determina a concentração molar da solução preparada.

6.2. Determina o volume da solução preparada que contém 1,0 mol de cloreto de sódio.

7. Considera um frasco de soro glicosado com uma percentagem em massa de glicose a 5,0 %.

Determina a massa de glicose que deve ser dissolvida de moda a preparar 1,5 kg desse soro.

8. O rótulo de um frasco de álcool etílico apresenta a seguinte informação: % V/V_etanol = 93,3 %.

Calcula o volume, em mililitros, de água existente em 10 L desta solução alcoólica.

Considera desprezável a contração de volume resultante da mistura dos dois líquidos.

9. Uma pasta dentífrica apresenta uma composição em flúor de 1400 ppm em massa.

Considera uma embalagem que contém 75,0 g deste dentífrico.

9.1 Calcula a massa de flúor presente na pasta dentífrica.

9.2 Determina a percentagem em massa de flúor existente no dentífrico.

Reações químicas

Transformação através da qual uma ou mais substâncias são convertidas em uma ou mais substâncias diferentes.

Reações de síntese química historicamente relevantes

• 1828 – Síntese da ureia

Em 1828, o químico alemão Friedrich Whöler sintetizou a ureia.

Até então, julgava-se que a ureia, presente na urina, apenas podia ser produzida pelos seres vivos.

Whöler abriu o caminho para a descoberta da relação entre estrutura e propriedades, tão importante atualmente.

• 1856 – Descoberta da mauveína por Perkin

Em 1856, o britânico William Perkinproduziu o primeiro corante artificial.

Perkin pretendia sintetizar quinina, utilizada no tratamento da malária.

Em vez de quinina, sintetizou mauveína, de cor púrpura.

A cor púrpura da mauveína permitia tingir a seda.

Esta substância passou a ter uma enorme importância na indústria têxtil.

• 1897 – Síntese da aspirina

• 1904 – Síntese do amoníaco

Todos os dias são descobertos novos compostos, sendo já conhecidos mais de 100 milhões.

O conhecimento das reações químicas permite desenvolver novos compostos e materiais, que contribuem para o bem-estar da sociedade.

Nas reações químicas, uma ou mais substâncias iniciais – os reagentes –conduzem à formação de outras – os produtos da reação.

A produção de novas substâncias, diferentes das que existiam inicialmente no sistema reacional, prova a ocorrência de uma reação química.

O que acontece numa reação química é um rearranjo dos átomos dos reagentes com formação de novas combinações químicas que individualizam os produtos da reação.

Equação química é a representação simbólica e abreviada de uma reação química usando fórmulas químicas.

Para que ocorra uma reação química, tem de haver sempre rutura de ligações químicas entre átomos nos reagentes, e a consequente formação de novas ligações químicas entre átomos nos produtos da reação.

Para escrever uma equação química, procede-se do seguinte modo:

🛑    escrevem-se corretamente as fórmulas químicas dos reagentes (no 1º membro da equação) e dos produtos da reação (no 2º membro da equação);

🛑    indica-se o estado físico de cada substância: gasoso (g), sólido (s), líquido (ℓ), ou em solução aquosa (aq);

🛑    acerta-se a equação química, determinando os coeficientes estequiométricos – números que precedem cada fórmula química – para que a equação fique de acordo com a Lei de Lavoisier.

Lei de conservação de massa ou Lei de Lavoisier

Antoine Lavoisier

(1743-1794)

Em qualquer reação química, a soma das massas dos reagentes e dos produtos da reação mantém-se sempre constante.

Por conseguinte, o número de átomos de cada elemento químico existente no início da reação tem que ser igual ao número de átomos desse elemento no fim da reação.

Equação química

Representação abreviada de uma reação química onde os reagentes e os produtos da reação são representados pelas respetivas fórmulas químicas ou símbolos químicos, precedidos pelos coeficientes que estabelecem a proporção em que os reagentes se combinam e se formam os produtos.

Nota: As letras A, B, C e D não correspondem a símbolos químicos dos elementos nem a fórmulas químicas das substâncias.

⇒ As diferentes substâncias que constituem os reagentes ou os produtos estão separadas pelo símbolo “+”, que significa “reage com” ou “e” quando aplicado, respetivamente, a reagentes ou a produtos da reação.

⇒ Os estados físicos das substâncias envolvidas são indicados, entre parênteses, a seguir a cada uma das fórmulas ou símbolos químicos.

⇒ É necessário acertar a equação química colocando-se os coeficientes adequados antes de cada substância, denominados coeficientes estequiométricos.

Acertar um esquema químico transformando-o numa equação química consiste em tornar igual o número total de átomos de cada elemento nos reagentes e nos produtos da reação.

Quando se acerta uma equação química, nunca se modificam as fórmulas já corretamente escritas, isto é, não se podem alterar os índices dos elementos químicos nas fórmulas químicas.

⇒ No acerto das equações químicas não se pode acrescentar reagentes ou produtos que não façam parte da reação, nem alterar os índices das fórmulas químicas porque isso alteraria a identidade das substâncias.

Interpretação da equação química

4 Fe (s) + 3 O₂ (g) → 2 Fe₂O₃ (s)

Nível submicroscópico

Por cada 4 átomos de ferro que reagem com 3 moléculas de oxigénio formam-se 2 moléculas de óxido de ferro(III).

Nível macroscópico

Por cada 4 moles de átomos de ferro, no estado sólido, que reagem com 3 moles de moléculas de oxigénio, no estado gasoso, formam-se 2 moles de moléculas óxido de ferro(III), no estado sólido.

Equação iónica

Equação química que evidencia a participação de iões na reação que representa.

🛑    Equação química global 

Fe (s) + HCl (aq) → FeCl₃ (aq) + H₂ (g)

Fe (s) + H⁺ (aq) + Cl^– (aq) → Fe³⁺ (aq) + Cl^– (aq) + H₂ (g)

🛑    Equação iónica

2 Fe (s) + 6 H⁺ (aq)  → 2 Fe³⁺ (aq)  + 3 H₂ (g)

No acerto de uma equação iónica deve não só garantir-se que o número total de átomos de cada elemento químico é o mesmo nos reagentes e nos produtos da reação, mas também verificar que a carga total se mantém.

Exercícios:

1. O óxido nitroso, ou protóxido de nitrogénio, tem a sua maior aplicação na cirurgia e na odontologia.

Quando administrado juntamente com o oxigénio, possui efeito analgésico e sedativo.

A equação química seguinte descreve a reação de formação de óxido nitroso a partir de amoníaco e do oxigénio.

NH₃ (g) + O₂ (g) → N₂O (g) + H₂O (ℓ)

2. Acerta os seguintes esquemas químicos de forma a obedecerem à Lei de Lavoisier:

2.1 Fe (s) +  O₂ (g)  →   Fe₃O₄ (s)

2.2 NH₃ (g) + NO (g) → N₂ (g) + H₂O (g)

2.3 H₃PO₄ (aq) + NaHO (aq) → Na₃PO₄ (aq) + H₂O (ℓ)

3. Um químico adiciona uma fita de magnésio num tubo de ensaio que contém uma solução aquosa de ácido clorídrico.

Os produtos desta reação são solução aquosa de cloreto de magnésio e hidrogénio gasoso.

Seleciona a opção que corresponde à equação iónica acertada da transformação descrita:

(A) Mg (s) + HCℓ (aq) → MgCℓ₂ (aq) + H₂ (g)

(B) Mg (s) + 2 HCℓ (aq) → MgCℓ₂ (aq) + H₂ (g)

(C) Mg (s) + H⁺ (aq) → Mg²⁺ (aq) + H₂ (g)

(D) Mg (s) + 2 H⁺ (aq) → Mg²⁺ (aq) + H₂ (g)

Relações estequiométricas

Uma outra característica importante das reações químicas é que num dado sistema reacional são fixas as proporções em que os reagentes reagem entre si e as proporções em que se formam os produtos da reação.

ESTEQUIOMETRIA – Estudo das relações entre as quantidades de reagentes e produtos envolvidos em reações traduzidas por equações químicas devidamente acertadas.

Através da leitura de uma equação química é possível ficar a conhecer as substâncias envolvidas na reação e as quantidades relativas em que os reagentes se combinam e se formam os produtos da reação.

Equação química

🛑    Número de entidades (moléculas)

1 molécula de CH₄ + 2 moléculas de O₂  → 1 molécula de CO₂ + 2 moléculas de H₂O  

🛑   Quantidade de matéria (mol)

1 mol de CH₄ + 2 mol de O₂  → 1 mol de CO₂ + 2 mol de H₂O  

🛑   Massa (g)

16,0 g de CH₄ + 64,0 g de O₂  → 44,0 g de CO₂ + 36,0 g de H₂O  

🛑   Massa total (g)

80,0 g de Reagentes → 80,0 g de Produtos de Reação   

Lei de Proust ou das proporções definidas – Numa reação química é constante a proporção em que os reagentes se combinam entre si, bem como a proporção em que se formam os produtos da reação.

Os cálculos estequiométricos têm por base os coeficientes estequiométricos das equações químicas e são muito úteis na previsão da produção industrial e em análises de química ambiental.

Estratégia para resolução de problemas de estequiometria

Podemos salientar dois tipos de reações químicas:

⇒ reações de síntese ou de adição: reações em que duas ou mais substâncias reagem entre si para formar um produto da reação.

2 H₂ (g) + O₂ (g) → 2 H₂O (ℓ)

⇒ reações de decomposição ou de análise: reações em que um único reagente origina dois ou mais produtos da reação.

2 H₂O₂ (ℓ) → 2 H₂O (ℓ) + O₂ (g)

Numa reação química a proporção em que reagem os reagentes e a proporção em que se formam os produtos da reação é constante.

Para designar o estudo das proporções em que se combinam os elementos químicos, Jeremias Richter utilizou, em 1792, o termo estequiometria.

Atualmente, o termo estequiometria é utilizado para a dedução de informação quantitativa a partir das fórmulas e das equações químicas.

Exercícios:

1. Na fase final do processo de síntese de ácido fosfórico, grandes quantidades de água reagem com P₄O₁₀ para dar origem ao ácido fosfórico.

Determina a massa de água, em kg, que seria necessária para reagir com 2,50 x 10⁴ kg de P₄O₁₀.

P₄O₁₀ (s) + 6 H₂O (ℓ) → 4 H₃PO₄ (aq)

2. Considera a reação do ácido sulfúrico, H₂SO₄, com o hidróxido de sódio, NaOH:

H₂SO₄ (aq) + 2 NaOH (aq) → Na₂SO₄ (aq) + 2 H₂O (ℓ)

2.1 Que informações qualitativas nos dá esta reação química?

2.2 Calcula a quantidade de sulfato de sódio obtida quando reagem 15,00 g de hidróxido de sódio. 

Dados:

• M(Na) = 22,99 g mol⁻¹;
• M(O) = 16,00 g mol⁻¹ ; 
• M(H) = 1,01 g mol⁻¹ ;

3. O gás propano, C₃H₈, pode ser utilizado como combustível nos fogões das cozinhas, cuja reação fornece energia para a confecção dos alimentos. 

No processo de combustão, o propano é o combustível e o oxigénio é comburente, libertando-se para a atmosfera outros gases, como dióxido de carbono e vapor de água.

3.1 Escreve a equação química que traduz o processo de combustão do propano.

3.2 Determina a massa de dióxido de carbono a obter a partir da combustão completa de 150 g.

3.3 Nas condições PTN, que volume ocupariam os gases libertados durante a combustão.

4. Considera o seguinte esquema químico da reação de combustão do propano.

C₃H₈ (g) + O₂ (g) → CO₂ (g) + H₂O (g)

4.1 Efetua as alterações necessárias para que a equação química fique de acordo com a Lei de Lavoisier.

4.2 Enuncia a Lei de Lavoisier.

4.3 Calcula a massa de água produzida quando reagem 3 mol de moléculas de oxigénio.

4.4 Calcula o volume de dióxido de carbono produzido durante a combustão de 150 g de propano.

5. A anilina, C₆H₅NH₂, é usada para fazer diversos produtos, incluindo corantes, produtos fotográficos, antioxidantes, explosivos e herbicidas.

Pode ser obtida a partir de nitrobenzeno, C₆H₅NO₂, através de uma reação traduzida pela equação química seguinte:

4 C₆H₅NO₂ (s) + 9 Fe (s) + 4 H₂O (ℓ) → 4 C₆H₅NH₂ (s) + 3 Fe₃O₄ (s)

5.1 Qual é a massa mínima de ferro necessária para reagir completamente com 810,5 g de nitrobenzeno, C₆H₅NO₂?

5.2 Que massa máxima de anilina é possível obter a partir de 810,5 g de nitrobenzeno, com excesso de ferro e água?