sexta-feira, 14 de novembro de 2008

Exercícios - Assunto: Estequiometria

Vamos ver o quanto vocês sabem sobre esse nosso primeiro assunto:

Questões:
01. (FUVEST) Hidrogênio pode ser obtido pela passagem de vapor d'água sobre ferro aquecido, que se transforma em . Este óxido pode posteriormente ser reduzido por monóxido de carbono, propiciando a recuperação do ferro. Calcule a massa necessária de móxido de carbono para efetuar essa recuperção após terem sido obtidos 0,1 x (10²)³ kg de hidrogêneo.
(Dados: H=1,0 u; C=12,0 u; O=16,0 u; Fe= 56 u).

02. (VUNESP) O carbeto de cálcio (massa molar= 64 g/mol), também conhecido como carbureto, pode ser obtido aquecendo-se uma mistura de cal (CaO, massas molares Ca = 40g/mol e O = 16g/mol) e carvão (C, massa molar = 12 g/mol) a uma temperatura de aproximadamente 3000ºC, gerando um subproduto gasoso com massa molar igual a 28g/mol. O carbeto de cálcio pode reagir com água, produzindo acetileno (massa molar = 26 g/mol) e hidróxido se cálcio, sendo de uso comum as carbureteiras, nas quais o gás que sai do recipiente é queimado para fins de iluminação, especialmente em cavernas.
a) Escreva a equação química que representa a reação de obtenção do carbeto de cálcio.
b) Que massa de carbeto de cálcio é necessária para a obtenção de 13g de acetileno?

03. (FUVEST) Uma jovem senhora, não querendo revelar sua idade, a não ser às suas melhores amigas, convidou-as para a festa de aniversário, no sótão de sua casa, que mede 3,0m x 2,0m x 2,0m. O bolo de aniversário tinha velas em número igual à idade da jovem senhora, cada uma com 1,55g de parafina. As velas foram queimadas inteiramente, numa reação de combustão completa. Após a queima, a porcentagem de gás carbônico, em volume, no sótão, medido nas condições-ambiente, aumentou de 0,88%. Considere que esse aumento resultou, exclusivamente, da combustão das velas.
Dados:
massa molar da parafina: C22H46: 310 g/mol
volume molar dos gases nas condições-ambiente de pressão e temperatura: 24 L/mol
a) Escreva a equação de combustão completa da parafina.
b) Calcule a quantidade de gás carbônico, em mols, no sótão, após a queima das velas.
c) Qual é a idade da jovem senhora?
______________

quinta-feira, 13 de novembro de 2008

Estequiometria 3/3

Cálculos Estequiométricos
"São os cálculos das quantidades dos reagentes e produtos nas reações químicas, com base nas leis ponderais e volumétricas da Química".
Procedimentos básicos nos exercícios:
1) Escrever a equação química mencionada no problema;
2) Acertar os coeficientes dessa equação (os coeficientes indicam a proporção em mols existente entre os participantes da reação;
3) Estabelecer uma regra de três entre o dado e a pergunta do problema, obedecendo aos coeficientes da equação, que poderá ser escrita em massa, ou em volume, ou em mols, etc., conforme as conveniências do problema.
4) Casos:
a) Quando dão dadas as quantidades de 2 reagentes: verificar a existência de excessos, mas efetuar os cálculos pelo reagente limitante.
b) Quando o processo envolve várias reações consecutivas: fazer a soma algébrica das equações de modo a obter uma única equação global.
c) Quando os reagentes são impuros: calcular a massa pura e eliminar as impurezas.
d) Quando o rendimento não é total: calcular as quantidades dos produtos em função do rendimento ou calcular o rendimento em função das quantidades teóricas (100%) e reais do exercício (x%).

_________________


Estequiometria 2/3

LEIS PONDERAIS DA QUÍMICA
a) Lei da Conservação da Massa ou Lei de Lavoisier
"Quando uma reação química ocorre em ambiente fechado, a massa total antes da transformação é igual à massa total após a transformação", ou seja, "Na Natureza, nada se cria, nada se perde, tudo se transforma".
Obs.1: Os balanceamentos das reações estão baseados na Lei de Lavoisier;
Obs.2: No começo do século XX, Einstein elaborou a Teoria da Relatividade, com a qual previu a possibilidade de converter matéria em energia:

onde:"" representa a variação de energia; "" a variação de massa; e "c" corresponde à velocidade da luz no vácuo -> c=3 x (10000)² m/s.
b) Leis das Proporções Definidas ou Lei de Proust
"Uma determinada substância pura contém sempre os mesmos elementos combinados na mesma proporção em massa, independente de sua origem."


c) Lei das Proporções Múltiplas ou Lei de Dalton

"Quando dois elementos químicos formam vérios compostos, fixando-se a massa de um dos elementos, as massas do outro elemento variam numa proporção de números inteiros e, em geral, pequenos."
Exemplo:

Logo, para uma massa fixa de hidrogênio, a proporção entre as massas do oxigênio é de 16:32, ou, 1:2.
d) Lei Volumétrica de Gay Lussac (proporção entre volumes gasosos)
"Numa reação química, os volumes dos reagentes e produtos gasosos, medidos nas mesmas condições de temperatura e pressão, estabelecem entre si uma proporção de números inteiros e pequenos".
Exemplo:

Obs.: A proporção em volume é a mesma que em mol e igual à relação entre os coeficientes.

Princípios da Teoria Atômica de Dalton
"I. Qualquer espécie de matéria é formada de átomos. Os átomos são minúsculas partículas, que não podem ser divididas nem transformadas em outros átomos.
II. Todos os átomos de um mesmo elemento são iguais em massa, tamanho e em todas as suas propriedades, ou seja, possuem a mesma identidade química.
III. Átomos de elementos diferentes possuem propriedades químicas e físicas diferentes.
IV. Um composto é constituído pela combinação de átomos de dois ou mais elementos que se unem entre si em várias proporções simples. Nessas combinações, cada átomo guarda sua identidade química".

____________________________________

quarta-feira, 12 de novembro de 2008

Estequiometria 1/3 (do grego, stoicheion = elemento; metrein = medir)

Resumo dos Principais Conceitos
Unidade de massa atômica: é igual a 1/12 da massa do isótopo mais comum do carbono, de massa atômica arbitrada como 12,00000 u.
Massa atômica: é a massa de um átomo e indica quantas vezes um átomo de um determinado elemento químico é mais pesado que 1/12 do isótopo do carbono 12. Assim: [MA] = u.
Massa molecular: é a massa de uma molécula; é igual à soma das massas atômicas dos átomos que formam a molécula. Para substâncias não-moleculares é mais adequado usar a expressão "massa fórmula" (MF). Assim: [MM] = [MF] = u.
Número de Avogrado: é o número de átomos existentes quando a massa atômica de um elemento é expressa em gramas. Na = 6,02 x 10²³ = 1 mol.
Massa molar: é a massa de um mol de uma determinada substância. A massa molar é numericamente igual à massa molecular. [M] = g/mol. Assim, 1 mol de átomos de qualquer elemento pesa "x" gramas, sendo x o número que representa a massa atômica do elemento. E, 1 mol de moléculas de qualquer substância pesa "x" gramas, sendo x o número que representa a massa molecular (ou massa fórmula) da substância.
Grau de pureza (p): é o quociente entre a massa da substância principal (m) e a massa total da amostra (m'), ou massa do material bruto.
Rendimento (r): é o quociente entre a quantidade (q) de produto realmente obtida e a quantidade (q') de produto que seria teoricamente obtida pela equação química correspondente.
Fórmula molecular: indica quais e quantos átomos de cada elemento constituem uma molécula de determinada substância.

Fórmula mínima: indica a menor porção inteira entre os átomos dos diferentes elementos na substância.

Fórmula percentual: indica os elementos formadores da substância e suas porcentagens em massa.

_________________________________

Química Inorgânica - Reações Químicas


Tipos de Reações

a) Reação de síntese ou adição: X + Y +... --> P
b) Reação de decomposição ou análise: R--> X + Y + ...
c) Reação de deslocamento ou simples troca: X + YZ --> Y + XZ
d) Reação de dupla troca: XY + ZW --> ZY + XW
Filas de Reatividade
a) Li > K > Ca > Na > Mg > Al > Zn > Cr > Fe > Ni > Sn > Pb > H > Cu > Hg > Ag > Au
b) F > O > Cl > Br > I > S
Condições para a Ocorrência de dupla troca
a) Reagentes SOLÚVEIS --> ao menos um produto INSOLÚVEL
b) Reagentes FIXOS --> ao menos um produto VOLÁTIL
c) Reagentes MUITO DISSOCIADOS --> ao menos um produto POUCO DISSOCIADO



________________