Química Tecnológica Materiais

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Estequiometria MOL: Quantidade de matéria de um sistema que contém tantas unidades elementares quantos forem os átomos contidos em 0,012 kg de carbono 12. Português: mol plural: mols Inglês: mole

Unidade mol: entidades elementares ou partículas, devem ser especificadas, podendo ser átomos, moléculas, elétrons, outras partículas ou agrupamentos especificados de tais partículas. • Número de entidades elementares contidas em 1 mol corresponde à constante de Avogrado, cujo valor é 6,022 x 1023 mol-1. 1 mol de átomos de ferro = 6,02x1023átomos de ferro1 mol de moléculas de água (H2O) = 6,02x1023moléculas de água 1 mol de laranjas = 6,02x1023laranjas

MOL  MASSA MOLAR Massa Molar (M): massa (em gramas) de um número de entidades igual à constante de Avogrado, isto é, à massa de 1 mol de entidades elementares, ou seja, quantidade de matéria."

Inadequado Qual o número de mols contidos em 88 g de dióxido de carbono? • Usual e Correto Qual a quantidade de matéria, em mols, contidos em 88 g de dióxido de carbono?

Exemplos 1) Quantos moles de átomos de oxigênio estão combinados com 4,20 moles de átomos de cloro no Cl2O7? 2) Quantos moles de átomos de nitrogênio estão combinados com 8,60 moles de átomos de oxigênio no pentóxido de dinitrogênio N2O5?

“Um mol de qualquer elemento tem massa em gramas numericamente igual a massa atômica do elemento” Ex: 1) Quantos moles de silício há em 4,60g deste elemento? 2) Quantos moles de enxofre existem em 35,6g deste elemento? 3) Quantas gramas de prata estão presentes em 0,263moles desta substância?

Número de Avogadro na realidade não é utilizado no trabalhos de laboratório. Ele é empregado, por exemplo quando desejamos saber a massa em gramas de um ou mais átomos de um elemento ou quando queremos calcular o n de átomos em uma amostra de uma massa conhecida. Ex: 1) Quantos átomos contêm uma amostra de urânio cuja a massa é 1,00x10-6g (1,00 μg)? 2) Quantos átomos há em 1,00x10-9g de chumbo?

Massa Molecular e Massa Fórmula • Mol é utilizado no caso de compostos exatamente do mesmo modo que com os elementos. A cada elemento está associada uma massa atômica e analogamente a cada composto está associada sua massa-fórmula, a soma das massas atômicas dos elementos representados na fórmula. • Massa-fórmula é utilizado para compostos iônicos Ex: Não metal com metal, NaCl, CaSO4, MgSO4, NaHCO3. • Massa-molecular é utilizado para compostos moleculares. Ex: Não metal com não metal, HCl, HBr, CH4, NH3, H2S.

Ex: 1) Qual o valor da massa fórmula do fosfato de cálcio, Ca3(PO4)2, expressa até a segunda casa decimal? 2) Qual o valor da massa, expressa até a segunda casa decimal de 1 mol de Na2CO3? 3) Um estudante fez as preparações necessárias para uma experiência e utilizará como matéria prima 0,115 mol de fosfato de cálcio, Ca3(PO4)2. Quantos gramas de Ca3(PO4)2 ele pesou? 4) Quantos gramas de carbonato de sódio Na2CO3 devem ser pesados para obtermos 0,125 mol deste composto? 5) Quantos moles de H2SO4 há em 45,8g deste ácido?

6) Cobre tem massa atômica de 63,55g. Calcule: • a massa de 1,5x1020 átomos de Cu. • O número de átomos em 1 g de Cu. 7) Calcule a massa molecular (g/mol) de: • C12H22O11(sacarose) • K2CrO4(cromato potássio) • H2SO4(ac. sulfúrico) • KMnO4(permanganato potássio) 8) Calcule o número de moles em 3,61 g de: • Cl • NaCl • CaCl2

Balanceamento de Equações Para equilibrar uma equação química, proceda sempre em duas etapas: • Escreva a “equação” não balanceada Zn (s) + HCl (aq)  ZnCl2 (aq) + H2 • Ajuste os coeficientes de modo a termos quantidades iguais de cada espécie de átomo em ambos os lados Zn (s) +2 HCL (aq)  ZnCl2 (aq) + H2

Ex:1) O hidróxido de sódio, NaOH e o ácido fosfórico, H3PO4, ambos em solução, reagem dando origem ao fosfato de sódio, Na3PO4 e água. O fosfato permanece em solução. Escreva a equação balanceada para esta reação. 2) Quando misturamos soluções aquosas de cloreto de cálcio, CaCl2, e fosfato de potássio, K3PO4, ocorre uma reação na qual fosfato de cálcio sólido , Ca3(PO4)2 aparece separado da solução. O outro produto é KCl (aq). Escreva a equação balanceada para esta reação.

Equilibre as seguintes equações: • H2O2 (l)  H2O (l) + O2 (g) • Al(s) + MgO(s) Mg(s) + Al2O3 • C2H5OH(l) + O2(g)  CO2 + H2O • NH3 (g) + NO(g)  N2(g) + H2O

número de moles do soluto Molaridade = volume em litros de solução Molaridade • A molaridade de uma solução representa o número de moles de soluto por litro de solução. Assim, uma solução de 1 M de NaCL pode conter 1 mol (58,44g) de NaCl em 1 litro (1000 mL) de solução. 0,5 mol (29,22g) de NaCl em 0,5 litros (500 mL) de solução. 0,1 mol (5,844g) de NaCl em 0,1 litros (100 mL) de solução.

Um estudante coloca 12,10g de NaCl em um balão volumétrico e os dissolve em água suficiente para dar um volume de 250,0 mL. Calcule a molaridade. • Suponha que o soluto do exercício anterior tenha sido glicose, C6H12O6, em vez de NaCl. Qual seria a molaridade? • Um frasco rotulado”’acido clorídrico concentrado” contém 12,0 moles do composto HCl por litro de solução, isto é M = 12,0 mol/l • Quantos moles de HCl há em 25,0 mL desta solução? • Que volume de ácido clorídrico concentrado deve ser tomado para conter 1,00 mol de HCl? • Quantos gramas de HCl se encontram em 0,100 l desta solução?

Exercícios • Calcule a molaridade de uma solução preparada dissolvendo 4,00g de NaOH em 100,0mL de solução 16,00g de CaCl2 em 250,0 mL de solução 14,0g de KOH em 75,0 mL de solução 6,75g de H2C2O4 em 500 mL de solução

Complete a tabela abaixo para soluções aquosas

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