Slide - Introdução - 2023-2

QUÍMICA GERAL ÁTOMO  Ligações químicas 1. COMPOSTOS 2. MOL 3. MISTURAS 4. ESTEQUIMETRIA DE REAÇÕES 5. TEORIA MODERNA DOS ELETRÓLITOS Conceito atual de mol; unidades de concentração; estequiometria de reações; Teoria moderna dos eletrólitos 1 1. COMPOSTO É uma substância eletricamente neutra que consiste de dois ou mais elementos diferentes, com seus átomos presentes em uma proporção definida (lei da composição constante) Não é uma mistura de elementos: estão de fato unidos (ligados)  propriedades físicas e químicas diferentes das dos elementos 1.2. CLASSIFICAÇÃO 1.1. DEFINIÇÃO Composto orgânico: geralmente composto de C e H Composto inorgânico: todos os outros, particularmente C, CO2, carbonatos=inorgânicos Composto molecular: formado por 2 ou mais elementos não-metais Composto iônico: formado por um metal e outro não-metal Fórmula molecular (Ex.: C18H22O2) Fórmula unitária (Ex.: Na2SO4) Fórmula estrutural H H H-C - C-OH H H 2 2. MOL 2.1.DEFINICÃO É uma unidade - 1 dúzia (12 unidades) - 1 centena (100 unidades) - 1 mol (6,0221x1023 unidades) 1 mol = no de átomos em 12,0000g de carbono 12 (12C) Espectrometria de massa  m12C = 1,99265x10-23g/átomo C 12 6 C 13 6 Número de massa Número atômico Símbolo do elemento 3 Deflexão provocada pela ação do campo magnético de intensidade B. m v  erB Partícula com carga e, massa m e velocidade v descreve um raio circular quando submetida a um campo magnético B. 4 Feixe de elétrons +q Campo elétrico amostra (12C, 13C) (12C+, 13C+) Deflexão provocada pela ação do campo magnético de intensidade B. m v  erB Partícula com carga e, massa m e velocidade v descreve um raio circular quando submetida a um campo magnético B. v rB e m  “Regra da mão direita” (carga positiva) 6 +q → mão direita -q → mão esquerda 1 mol = no de átomos em 12g de carbono 12 (12C) Espectrometria de massa  m12C = 1,99265x10-23g/átomo 1mol g/átomo 6,0221x10 átomos/mol 1,99265x10 12g n de átomos de C 23 23 - 12 o    Massa molar do elemento 12C (Exemplo 1) (a) O m35Cl = 5,807x10-23g/átomo. Calcular a massa de 1 mol de 35Cl. (b) O m37Cl = 6,139x10-23g/átomo. Calcular a massa de 1 mol de 37Cl. 7 no de átomos de 12C - 12,0000g 1 átomo - 1,99265x10-23g 8 (Exemplo 1) (a) O m35Cl = 5,807x10-23g/átomo. Calcular a massa de 1 mol de 35Cl. (Exemplo 1) (b) O m37Cl = 6,139x10-23g/átomo. Calcular a massa de 1 mol de 37Cl. mCl = 35,00g/mol Ou =35,00g/mol mCl = 37,00g/mol ou mCl= =37,00g/mol 2.2. MASSA MOLAR É a massa de um mol de substância (g/mol) Massa molar média 35Cl e 37Cl - Isótopos naturais (Z=17) 35Cl 5,807x10-23g 37Cl 6,139x10-23g Amostra típica: 75,77% em 35Cl e 24,23% em 37Cl 9 6,0221x1023 átomos - 100% número35Cl átomos - 75,77% número35Cl = 4,56295x1023 átomos 1 átomo - 5,807x10-23g 4,56295x1023 átomos - m35Cl m35Cl = 26,4971 g Massa molar média Amostra típica: 75,77% em 35Cl e 24,23% em 37Cl ou Massa molar=0,7577 x 6,0221x1023 x 5,807x10-23+ 0,2423 x 6,0221x1023 x 6,139x10-23 = 0,7577x 35,00 + 0,2423 x 37,00 = 35,45g ou Massa molar=0,7577x35,00 + 0,2423x37 = 35,45g 10 Tabela periódica mCl = 35,45g.mol-1. Cl  75,77% de 35Cl + 24,23% de 37Cl 6,0221x1023 átomos - 100% número37Cl átomos - 24,23% número37Cl = 1,45915x1023 átomos 1 átomo - 6,139x10-23g 1,45915 x1023 átomos - m37Cl m37Cl = 8,9578 g Massa molar = 26,4971 + 8,9578 = 35,45 g 1 1 1 1 1- 1 1 1 1 mol 5x3 1 g 3 5     g mol mol g MASSA MOLAR (mmol) e NÚMERO DE MOLES (n) Se temos a massa de um mol de substância (em g/mol) 1 mol de uma substância - Massa de um mol de substância (mmol) n - m Massa molar média 35Cl e 37Cl - Isótopos naturais 35Cl 5,807x10-23g 37Cl 6,139x10-23g Amostra típica: 75,77% em 35Cl e 24,23% em 37Cl Massa molar média =35,45g mol m m n  molar média m m n  11 2.2. MASSA MOLAR de um elemento de um composto (molécula ou fórmula unitária) Na2SO4 (2x22,99g/mol+32,06g/mol+4x16,00g/mol = 142,04g/mol) (estequiometria) (Exemplo 2) Calcule a massa molar de: (a) etanol, C2H5OH; (b) sulfato de cobre, CuSO4; (c) sulfato de cobre pentahidratado, CuSO4.5H2O. (Dados: C=12,01g/mol; H=1,0079g/mol; O=16,00g/mol; S=32,06g/mol; Cu=63,55g/mol) PESO  MASSA P = F = m.g (Resp.: (a) 46,07g/mol; (b) 159,61g/mol (c) 249,68g/mol) 12 (Exemplo 3) Calcule o no de moles (n) de moléculas de uréia, OC(NH2)2, em 2,3x105 kg. A uréia é usada em cremes faciais e como fertilizantes. (C=12,01g/mol; H=1,0079g/mol; N=14,01g/mol; O=16,00g/mol) 13 Massa molar de OC(NH2)2 = 16,00g/molx1 + 12,01g/molx1 + 1,0079g/molx4 + 14,01g/molx2 = 60,0616 g/mol de uréia 3,8294x10 mol n 6  14 Massa molar de Ca(OH)2 = 40,08g/molx1 + 16,00g/molx2+ 1,0079g/molx2 = 74,0958 g/mol de cal 13,4960 mol n  (Exemplo 4) Calcule o no de moles (n) de fórmulas unitárias de Ca(OH)2 em 1,0kg de cal hidratada (hidróxido de cálcio), usada como corretor de acidez dos solos. (Ca=40,08g/mol; H=1,0079g/mol; O=16,00g/mol) 2.3.1. FÓRMULA EMPÍRICA vs FÓRMULA MOLECULAR Fórmula empírica - mostra o no relativo de átomos de cada elemento presente no composto Fórmula molecular – dá o número real de átomos na molécula Glicose: Fórmula empírica = CH2O Fórmula molecular = C6H12O6 2.3.1. COMPOSIÇÃO PERCENTUAL DE MASSA x 100% total da amostra massa Porcentagem de massa do elemento massa do elemento na amostra  (Exemplo 5) Por séculos, os aborígenas australianos usaram folhas de eucaliptos para dores de garganta e outras. O ingrediente ativo primário foi identificado com o nome de eucaliptol. A análise de uma amostra de eucaliptol de massa total de 3,16g deu sua composição como 2,46g de carbono, 0,373g de hidrogênio e 0,329 g de oxigênio. Determine as porcentagens em massa de C, H e O no eucaliptol. Determine a fórmula empírica. Determine a fórmula molecular. (C=12,01g/mol; H=1,0079g/mol; O=16,00g/mol) 2.3. DETERMINAÇÃO DAS FÓRMULAS QUÍMICAS 15 16 Massa total analisada = 3,16g Massa relativa ao C=2,46g Massa relativa ao H=0,373g Massa relativa ao O=0,329g %mC = 77,85% %mH = 11,80% %mO = 10,41% C_H_O_ C10H18O1 Determinação de: Fórmula molecular (compostos orgânicos)  espectrometria de massa (dá a massa molecular. Comparando com a fórmula empírica, determina-se a fórmula molecular) Fórmula unitária (compostos inorgânicos)  reações com compostos conhecidos Campo magnético B m qrB v  Partícula com carga q, massa m e velocidade v descreve um raio circular quando submetida a um campo magnético B. r Um pico molecular com massa 154 para valor de M1+, foi obtido para o eucaliptol. Qual fórmula molecular? C10H18O 18 (C10H18O)n Íon molecular (C10H18O)n + M + e−⟶ M+ + 2e− H: C :H + e− ⟶ H: C+H + 2e− radical cation methane MW = 16 M+ m/z = 16 CH4+ ⟶ CH3+ ⟶ CH2+ ⟶ CH+ ⟶ ... m/z = 16 15 14 13 -H⟶ -H⟶ -H⟶ -H2 [CH3CH2CH2CH2CH2CH3]+ -> CH3CH2CH2CH2CH2+ + CH3• hexane radical cation pentyl cation methyl radical M+• m/z 86 m/z 71 not detected [CH3CH2CH2CH+CH3] -> CH3CH2CH2CH2• + +CH3 hexane radical cation pentyl radical methyl cation M+• m/z 86 not detected not detected [CH3CH2CH2CH2CH3]+ -> CH3CH2CH2CH2• + +CH2CH3 hexane radical cation butyl radical ethyl radical M+• m/z 86 not detected m/z 29 [CH3CH2CH2CH2CH3]+ -> CH3CH2CH2• + +CH2CH2CH3 hexane radical cation butyl radical ethyl radical M+• m/z 86 not detected m/z 29 [CH3CH2CH2CH2CH3]+ -> CH3CH2CH2+ + CH2CH2CH3 hexane radical cation propyl cation propyl radical M+• m/z 86 m/z 43 not detected Abundance 27 29 39 41 43 56 71 86 10000 8000 6000 4000 2000 20 25 30 35 40 45 50 55 60 65 70 75 80 85 90 m/z Matéria Gás, líquido e sólido Misturas Substâncias Compostos Elementos Homogêneas e heterogêneas Técnicas físicas Técnicas químicas MISTURA- Separação por técnicas físicas Decantação, filtração, cromatografia, destilação, evaporação, extração etc 3. MISTURAS E SOLUÇÕES 21 Mistura Heterogênea Homogênea (solução: soluto e solvente) Dispersão à nível atômico, molecular, iônico (fórmula) Colóide, sol, emulsão etc Tipos: Solução aquosa, não aquosa, sólida etc MISTURAS E SOLUÇÕES 22 2.1.SOLUÇÕES (mistura homogênea) molar m m n  Número de moles ou mols molar média m m n  23 2.1.SOLUÇÕES (mistura homogênea) UNIDADES DE CONCENTRAÇÕES Molaridade mol L-1 ou M (molar) número de moles de soluto por litro de solução Molalidade mol.kg-1 ou m (molal) número moles de soluto por quilograma de solvente (L) V n M solução  (kg) m n solvente  m 24 Concentração massa de soluto (g) por litro de solução (L) V m C solução  Volume percentual % (volume do componente em relação ao volume total, ambos medidos antes de serem misturados) Massa percentual % (massa do componente expressa em relação à massa total da solução) x100% % total A V V VA  x100% % total A m m mA  25 ou Título (g) m m solução A   ( ) x100% (%) g m m solução A   Fração molar no de moles do componente expresso como uma fração do no de moles total Partes por milhão por volume ppm (por volume) volume em microlitros por litro de amostra Partes por milhão por massa ppm (por massa) massa em miligramas por quilograma de amostra Densidade g.mL-1, kg.L-1 massa da solução por unidade de volume da solução, ambos medidos depois de serem misturados  ...    B A A total A n n n n n A X ) ( ) ( L V L V V A ppm solução A   ) ( ) ( A kg m mg m m ppm solução A  ) ( ) ( mL V g m d solução solução  26 Osmolaridade no de moles dos componente expressos por litro de solução (não é unidade do SI) Umidade relativa Razão da quantidade de vapor de água presente numa porção da atmosfera (pressão parcial de vapor) com a quantidade máxima de vapor de água que a atmosfera pode suportar a uma determinada temperatura (pressão de vapor) 0 água água P P R  27 ) ( ...) ( L V n n de Osmolarida solução B A    Umidade absoluta massa da água condensada (mágua) por metro cúbico do ar úmido total (V) ) ( ) ( m3 V kg m HA gás água  Varia de 0 à 0,03kg/m3 x100% (%) 0 água água P P R  Propriedade coligativa Propriedade dos gases Propriedade dos gases 28 d20=1.19 (Exemplo 6) O ácido clorídrico P.A. será utilizado como reagente de partida para preparar 1L de uma solução aquosa de 0,1 mol/L. À partir das informações que constam no rótulo, calcular o volume que usaria para preparar tal solução. P.A. = Para Análise, denominação utilizada para reagentes de alto grau de pureza (>95%, exceto para aqueles que existem na forma de solução) e confiabilidade.  = 37% d20=1,19 g/mL ou 1,19 kg/L V_solucao = 8,280 mL 30 Vsolução = 8,280 mL 1000mL=1L H2O 4. ESTEQUIOMETRIA DAS REAÇÕES Símbolos: Estado da matéria: (s), (l), (g), (aq) 2Na(s) + 2H2O(l)  2NaOH(aq) + H2(g) CaCO3(s) CaO(s) + CO2(g)  - significa calor (a reação ocorre a 800oC) 2SO2(g) + O2(g) 2SO3(g) V2O5 – catalisador H2 + O2  H2O ! - Sinal internacional de perigo Equação esqueleto 2H2(g) + O2(g)  2H2O(l)      2O5 V ! 31 2H2(g) + O2(g)  2H2O(l) Predição mol a mol Predição massa a massa 1 mol de O2 equivale à 2 mols de H2O Substância requerida = 2mols H2O Substância dada 1 mol O2 Massa de1 mol de O2 equivale à massa de 2 mols de H2O Substância requerida = 2mol x massa molar H2O (g/mol) Substância dada 1mol x massa molar O2 (g/mol) BALANCEANDO AS EQUAÇÕES QUÍMICAS Fazer exercícios da lista 32  2Al (l) + Cr2O3(s)  Al2O3(s) + 2Cr(l) Que massa de alumínio é necessária para reduzir 10,0 kg de óxido de cromo (III) para produzir cromo metálico? Dados: massa molar do Cr2O3=152,00gmol-1; Al=26,98gmol-1. 33 (Exemplo 7) Resposta: 3550g de Al 5. TEORIA MODERNA DOS ELETRÓLITOS Eletrolítica (conduz eletricidade) (ex.: sais, ácidos, bases etc) Fraco - ionização incompleta (Ex.: ácidos fracos como CH3COOH) solúvel Não-eletrolítica (não conduz eletricidade) (ex.: acetona, glicose etc) Insolúvel (mistura heterogênea) SUBSTÂNCIA Forte - forma íons, quase totalmente (todos os compostos iônicos solúveis. Ex.: HCl, HBr, HI, NaCl etc) Equação química para representar a formação de um eletrólito forte: AgNO3  Ag+ (aq) + NO3 - (aq) ou AgNO3(aq) 34 ATIVIDADE E COEFICIENTE DE ATIVIDADE [C]  atividade Aplicamos a expressão acima independente da concentração G. N. Lewis  novo conceito termodinâmico (atividade) aAZi = fAZi x [AZi] fAZi - coeficiente de atividade (adimensional) Força iônica = I = ci concentração em mol/L do íon i zi carga do íon i  i cizi 1 2 2 1 (Exemplo 8) Se tivermos uma solução aquosa onde HNO3 está a 0,1M e Ba(NO3)2 a 0,2M, calcule a concentração de todos os íons e a força iônica. Calcule, posteriormente, a atividade de cada espécie. 35 36 HNO3 está a 0,1M e Ba(NO3)2 a 0,2M 1L 1) M = mol/L; [a IUPAC (International Union of Pure and Applied Chemistry): mol/L ou mol L-1] 1) HNO3 = ácido nítrico é um ácido forte (ioniza completamente e Ba(NO3)2 é um sal que por ser um nitrato, é solúvel e dissocia na água; HNO3  H+ (aq) + NO3 - (aq) Ba(NO3)2  Ba2+ (aq) + 2NO3 - (aq) 37 HNO3  H+ (aq) + NO3 - (aq) Ba(NO3)2  Ba2+ (aq) + 2NO3 - (aq) + + 38 HNO3  H+ (aq) + NO3 - (aq) Ba(NO3)2  Ba2+ (aq) + 2NO3 - (aq) [H+] = 0,1 mol/L [Ba2+]= 0,2 mol/L [NO3 -] = 0,1+0,4 = 0,5 mol/L    i cizi 1 2 2 1 I iônica Força   2 NO3 3 2 Ba2 2 2 H [NO ]z ]z [Ba 2 [H ]z 1 I          I  0,7mol/L I z T R e N f i AZi 2 3 3 3 2 3 x 1000 2 ,0 43 log     e – carga do elétron N – constante de Avogadro R – contante dos gases  - densidade do solvente  - constante dielétrica do solvente zi - carga do íon i T – temperatura absoluta T = 298K, solvente = água I z f i AZi ,0 509 2 log   I z z f     ,0 509 log (equação válida para soluções com baixo potencial iônico, I<0,01) 39 40 I z f i AZi ,0 509 2 log   (Exemplo 8) Se tivermos uma solução aquosa onde HNO3 está a 0,1M e Ba(NO3)2 a 0,2M, calcule a concentração de todos os íons e a força iônica. Calcule, posteriormente, a atividade de cada espécie. mol/L aH   0,03751 41 mol/L 2  0,00396 Ba  a mol/L 0,1876 3  aNO  EQUILÍBRIO QUÍMICO E LEI DA AÇÃO DE MASSAS A + B  C + D (1) v1 = k1 x[A]x[B] v-1 = k-1x[C]x[D] k1 e k-1 = constante de velocidade da reação direta e indireta, respectivamente [ ] = concentração molar das espécies v1 = v-1 k1x[A]x[B] = k-1x[C]x[D]       B A D C k k K   1 1 42        b a d c B A D C k k K   1 1                 Concentração b B a A d D c C b a d c b B a A d D c C b b B a a A d d D c c C b B a A d D c C K f f f f B A D C f f f f B f A f D f C f a a a a K . . . . . .     aA + bB  cC + dD 43