Apostila de Físico-Química

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Centro de Educação Tecnológica do Estado da Bahia Unidade de Camaçari

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1.Estudo geral dos gases …………………………………………………………………………………………………… 02

1.1.Variáveis de estado e quantidade de substância………………………………………………………………. 02

1.2.Leis de Gases……………………………………………………………………………………………………………….. 03

1.3. Equação de Clapeyron………………………………………………………………………………………………….. 06

1.4. Relações entre gases ………………………………………………………………………………………………….. 07

1.5. Efusão e difusão de gases – Lei de Graham…………………………………………………………………….. 09

1.6. Misturas gasosas – pressão parcial (Lei de Dalton…………………………………………………………….. 09

2. Fundamentos da Termodinâmica………………………………………………………………………………………. 12

3. Reações Químicas em solução Aquosa……………………………………………………………………………… 16

4.Dispersões e Soluções……………………………………………………………………………………………………… 17

4.1.Solução, dispersão coloidal e suspensão………………………………………………………………………….. 18

4.2.Classificação das soluções……………………………………………………………………………………………… 19

4.3.Concentração de Soluções; Diluição de Soluções; Mistura de Soluções………………………………. 21

5.Propriedades coligativas das soluções ……………………………………………………………………………….. 30

5.1.Pressão de vapor e mudança de estado…………………………………………………………………………… 30

5.2. Relações entre os efeitos coligativos………………………………………………………………………………. 34

6.Termoquímica …………………………………………………………………………………………………………………. 40

6.1.Classificação: Reação exotérmica e reação endotérmica……………………………………………………. 41

6.2. Entalpia Padrão (DHº)…………………………………………………………………………………………………… 43

6.3.Lei de Hess ………………………………………………………………………………………………………………….. 45

6.4.Espontaneidade de uma reação………………………………………………………………………………………. 46

7.Cinética Química; ……………………………………………………………………………………………………………. 47

8.Equilíbrio Químico;…………………………………………………………………………………………………………… 55

9.Deslocamento de Equilíbrio……………………………………………………………………………………………….. 57

10. Equilíbrio Iônico…………………………………………………………………………………………………………….. 57

11.Pilhas e Eletrolise; Oxido-Redução ………………………………………………………………………………….. 62

12.Radioatividade; Leis das Emissões Radioativas e Meia Vida e Vida Média……………………………. 69

13. Bibliografia …………………………………………………………………………………………………………………… 73

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1.Estudo geral dos gases 1.1. Variáveis de estado e quantidade de substância

Para se estudar os gases, usa-se um modelo que é denominado Gás Ideal ou Perfeito. Esse gás é hipotético. As variáveis que caracterizam o estado de um gás são:

A) Volume (V) – Os gases não têm volume nem forma próprios. Por definição, o volume de um gás é o volume do recipiente que o contém.

B) Pressão (P) – A pressão de um gás é devida aos choques das moléculas contra as paredes do recipiente.

C) Temperatura (T) – É o estado de agitação das partículas do gás. No estudo dos gases usa-se muito a temperatura absoluta em Kelvin (K).

Essas variáveis estão relacionadas com a quantidade de gás. Clapeyron (físico francês) estabeleceu que o quociente PV/T é diretamente proporcional ao número n de moles de um gás. No estado gasoso, as moléculas encontram-se isoladas, separadas umas das outras por grandes espaços vazios em relação ao seu tamanho e em contínuo movimento de translação, rotação e vibração e praticamente não há interação. Um gás tem a forma do recipiente onde está contido e ocupa todo o espaço limitado pelas paredes do recipiente. A teoria cinética dos gases considera estas moléculas em contínuo movimento desordenado e colidindo umas com as outras e com as paredes do recipiente que contém o gás.As colisões das moléculas entre si e contra as paredes do recipiente que as contém são perfeitamente elásticas e de duração desprezível. Os principais parâmetros de interpretação de um gás são a sua temperatura, em Kelvin (energia cinética das moléculas), e sua pressão (impacto das moléculas com o recipiente). “Em determinadas condições, um gás real apresenta comportamento que se aproxima do previsto para o gás ideal.”

As moléculas não exercem força umas sobre as outras, exceto quando colidem.

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No caso de um gás, o volume é o do recipiente que o contém. O volume pode ser expresso através das unidades abaixo (mais comuns).

cm3 = centímetro cúbico mL = mililitro m3 = metro cúbico L = Litro

1 cm3 = 1mL 1000 cm3 = 1000 mL = 1 L 1000 L = 1 m3

A temperatura é uma medida da energia cinética média de todas as moléculas que constituem o gás. Quanto mais alta a temperatura do gás, mais alta serão as velocidades das moléculas que o formam. Na nossa escala cotidiana (celsius) esta temperatura corresponde a – 273°C. Por isso, para converter a temperatura celsius em kelvin (temperatura absoluta), devemos usar a relação abaixo.

T(K) = t(°C) + 273 Por exemplo, 25 °C correspondem a 298 K. A escala kelvin é utilizada no estudo do comportamento dos gases. Nos cálculos envolvendo gases, costuma-se definir as condições normais de temperatura e pressão (CNTP), que seria o gás na temperatura de 0°C (273 K) e 1 atm (760 mmHg) de pressão.

A pressão é resultante da colisão das moléculas do gás com as paredes do recipiente que o contém, é força por unidade de área. Normalmente a pressão é medida em atmosfera (atm), milímetros de mercúrio (mmHg), centímetros de mercúrio (cmHg) ou torricelli (torr).

1 atm = 760 mmHg = 76 cmHg 1mmHg = 1 torr 1.2. Leis de gases (Transformações gasosas)

A lei de Boyle-Mariotte estabelece que à temperatura constante, a massa de um dado gás ocupa um volume que é inversamente proporcional à pressão exercida sobre o mesmo. Se a pressão é dobrada, o volume cai para a metade. Se a pressão cai para a metade, o volume dobra.

O produto P.V = cte. Portanto, para o caso de um gás que sai de P1 e V1 e vai para P2 e V2, através de um processo isotérmico… P1 . V1 = P2 . V2

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A lei de Charles/Gay-Lussac estabelece que à pressão constante, o volume ocupado por uma massa gasosa é diretamente proporcional à temperatura absoluta. Transformações gasosas à pressão constante são chamadas de isobáricas. Se a temperatura do gás dobra, seu volume também dobrará.

V / T = cte. Portanto, para o caso de um gás que sai de T1 e V1 e vai para T2 e V2, através de um processo isobárico… V1 / T1 = V2 / T2

Outra constatação de Charles/Gay-Lussac é a de que à volume constante, a pressão exercida por uma massa de gás é diretamente proporcional à temperatura absoluta. Transformações gasosas à volume constante são chamadas de isocóricas ou isovolumétricas. P / T = cte. Portanto, para o caso de um gás que sai de T1 e P1 e vai para T2 e P2, através de um processo isovolumétrico…

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As equações apresentadas acima se prestam a situações em que uma das variáveis do gás se mantém constante. Para o caso em que as três variáveis se modifiquem durante o processo temos a equação geral dos gases, que é obtida a partir das leis apresentadas anteriormente.

Equação geral dos gases: É uma equação que relaciona as três variáveis de estado (pressão, volume e temperatura). Sua fórmula é P1V1/T1 = P2V2/T2, sendo que os índices referem-se à ordem cronológica. Ela será sempre aplicada quando, em uma transformação, o gás sofrer variação em suas três variáveis de estado (pressão, volume e temperatura).

p·V p1·V1 p2·V2 —— = k ou —— = —— T T1 T2 (número de mols constante)

ISOBÁRICA (p1 = p2) V1 V2 —— = —— T1 T2 lei de Charles e Gay-Lussac ISOCÓRICA (V1 = V2) P1 P2 —— = —— T1 T2 lei de Charles e Gay-Lussac ISOTÉRMICA (T1 = T2) p1·V1 = p2·V2 lei de Boyle A lei de Avogadro se origina do fato de o tamanho das moléculas ser desprezível em relação às distâncias que as separam: volumes iguais de gases quaisquer, à mesma temperatura e pressão, possuem o mesmo número de moléculas. O volume molar foi definido como o ocupado por um mol de qualquer gás nas CNTP e é igual a 22,4 litros (independe do gás).

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1.3. Equação de Clapeyron As leis de Boyle-Mariotte, Charles/Gay-Lussac e de Avogadro possibilitam a obtenção da equação de estado de um gás ou equação de Clapeyron que relaciona quantidade de mols de um gás com pressão, volume e temperatura, sendo R a constante universal dos gases perfeitos.

onde R = 0,082 atm.L/mol.K ou 62,3 mmHg.L/mol.K (R pode ser dado em outras unidades) e n = número de mols. A escolha da unidade da constante R depende da unidade de pressão utilizada.

Atividade 1. Determinar a pressão exercida por 9,6g de gás oxigênio, contidos em um recipiente com capacidade de 8,2 L a 27O C. R:0,9 2. Calcule a qual pressão, em atm, 4,40g de dióxido de carbono ocupam um volume de 44,8 L a 273O C. R:0,09 3. Qual a massa molecular de 135g de uma substância gasosa que está dentro de um recipiente de 3 litros a uma pressão de 5 atm e a uma temperatura de 27O C? R: 221,4 4. Um dos poluentes mais comuns é o monóxido de carbono. Uma amostra contendo 4 mols desse gás exerce uma pressão de 2,46 atm a 27O C. Nessas condições, determine o volume ocupado, em litros, pelo gás. R:40 5.. (Unaerp-SP) O argônio é um gás raro utilizado em solda, por arco voltaico, de peças de aço inoxidável. Qual a massa de argônio contida num cilindro de 9,84 L que, a 27O C, exerce uma pressão de 5 atm? R:80 6. Os sucos de frutas engarrafados encontrados nas prateleiras dos supermercados contém conservantes químicos, e um desses é o dióxido de enxofre (SO2), substância gasosa nas condições ambientes. Recentemente, os jornais, rádios e as TVs anunciaram a retirada de muitos desses sucos do mercado, pelo fato de conterem um teor de conservante maior que o permitido oficialmente. Qual a quantidade (em mol) de dióxido de enxofre contido num recipiente de volume igual a 1,0 L sob pressão de 22,4 atm, mantido a 273K? R:1 7. Qual o volume de um balão contendo 44,0g de gás hélio, utilizado em parques de diversões ou em propaganda, num dia em que a temperatura é 32O C e a pressão do balão é 2,5 atm? R:110,04 8. (Cesgranrio-RJ) Num tanque de gás, havia 8,2 m3 de oxigênio a –23O C e 2 atm de pressão.

Tendo ocorrido um vazamento, verificou-se que a pressão diminuiu em 0,5 atm. Que massa de oxigênio foi perdida, em gramas, sabendo que a temperatura permaneceu constante? R:6400

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Gás ideal ou gás perfeito É um modelo teórico. É um gás que obedece às equações p·V/T = k e p·V = n·R·T, com exatidão matemática, ou seja, obedece rigorosamente aos postulados da teoria cinética dos gases, às leis de Boyle-Mariotte, Charles, Gay-Lussac, à Equação geral de estado e à Equação de Estado dos gases. Na prática, temos gases reais. Um gás real tende para o gás ideal quando a pressão tende a zero e a temperatura se eleva.

1.4. Relações entre gases Densidade absoluta de um gás nas CNTP: É uma grandeza definida como a razão entre a massa e o volume ocupado por esta massa nas CNTP.

M dCNTP = —— g/L 22,4 Densidade de um gás a uma pressão p e temperatura T: É a relação entre a massa (m) e o volume ocupado (V) e pode ser calculada a partir da Equação de Estado (Clapeyron): PV=nRT p·M d = —— R·T

Densidade relativa de um gás A em relação a outro gás: Define-se como o quociente entre as densidades absolutas dos gases A e B, na mesma Pressão e Temperatura.

MA dA,B = —— MB Densidade relativa de um gás A em relação ao ar: Define-se como o quociente entre a densidade absoluta do gás A e a densidade do Ar, na mesma Pressão e Temperatura.

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atm · 760 ¾¾¾¾? ‹¾¾¾¾ ‚ 760 torr ou mmHg °C + 273 ¾¾¾¾? ‹¾¾¾¾ – 273 K Condições normais de temperatura e pressão (CNTP) P = 1,00 atm e T = 273K Atividade 01. (MACK) Certa massa gasosa ocupa um volume de 112 cm3 a 1 atm de pressão e temperatura de 77ºC. O volume ocupado pela mesma massa gasosa a 27ºC de temperatura e 5 atm de pressão será igual a: a) 19,20 litros b) 1,92 centímetros cúbicos c) 9,60 litros d) 19,20 centímetros cúbicos e) 9,60 centímetros cúbicos 02. (PUC) 22 g de um gás estão contidos em um recipiente de volume igual a 17,5 L, a uma temperatura de 77ºC e pressão de 623 mmHg. Este gás deve ser: Dados: H = 1, O = 16, N = 14, S = 32, C = 12 a) NO b) H2S c) SO2 d) CO2 e) NH3

03. (VUNESP) Enquanto descansa, o corpo de uma pessoa consome 200 mL de oxigênio por hora, a 25ºC e 1 atm, por kg de massa do corpo. Quantos mols de O2 são consumidos por uma pessoa que pesa 70 kg, em uma hora de descanso?

Dado: R = 0,082 L.atm/mol.K a) 8,14 x 10 -3 b) 6,83 c) 0,57 d) 0,10 e) 0,70

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1.5.Efusão e difusão de gases – Lei de Graham Efusão de gases é a passagem de um gás por pequenos orifícios, para um ambiente externo de menor pressão.

Difusão de gases é a mistura de gases quando colocados uns na presença de outros ou seja o movimento espontâneo de disseminação das moléculas de uma substância gasosa em outra substância, de modo a formar uma mistura homogênea. Também se considera difusão a passagem de uma substância gasosa através de uma parede porosa.

Lei de Graham: As velocidades de efusão e de difusão são inversamente proporcionais às raízes quadradas de suas massas moleculares (ou de suas densidades).

V=k. 1 Öd De mesmo modo pode-se calcular a velocidade de difusão do gás A em relação ao gás B pela equação:

Vd A= B Vd BA Como a densidade para cada gás na mistura pode ser: p·MA p·MB d = — — dB = — — A R·T R·T

P·M B V R.T V M A = de onde vem A = B VB P·M A VB M A

R.T 1.6. Misturas gasosas – pressão parcial (Lei de Dalton) e chamaremos estas soluções de misturas de gases visto que quase sempre tais misturas constituem sistemas homogêneos ou unifásicos.

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É importante observar que todas as relações que vimos se referem à teoria do gás ideal e, portanto, dependem da quantidade de matéria (n) do gás, mas não dependem do tipo de substância gasosa, são de ordem quantitativa e não qualitativa. Sendo assim, as relações que valem para um único tipo de gás valem igualmente para misturas gasosas qualquer que seja sua composição. Então a equação de Clapeyron para mistura de gases será escrita:

Fração molar, pressão parcial, pressão total, volume parcial e volume total Fração molar de um gás A numa mistura (XA): Número de mols de A / número de mols de mistura. XA = nA / n total ; XB = nB / n total ; XC = nC / n total e onde XA + XB + XC = 1 Pressão parcial de um gás A numa mistura: Fração molar de A x pressão da mistura. É a pressão exercida pelo gás A como se ele estivesse sozinho na mistura.

PA = XA . Ptotal LEI DE DALTON: A pressão total de uma mistura gasosa é igual à soma das pressões parciais dos gases que compõem a mistura.

Para os gases A e B temos que: Gás A: PA.V = nA . R . T (I) Gás B: PB.V = nB . R . T (II)

Mistura de gases A e B (PA + PB) .V = (nA + nB) . R . T ou seja Ptotal.V = ntotal . R . T (III) Dividindo-se a equação I e II, respectivamente, pela equação III, temos:

PA.V = nA . R . T (I) Ptotal.V = ntotal . R . T (III)

PA. = nA . = XA % em pressão parcial = fração PB.V = nB . R . T. (II) Ptotal.V = ntotal . R . T (III)

PB. = nB = XB Ptotal ntotal molar em %: Deste modo, a pressão parcial pode ser

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Volume parcial de um gás A numa mistura: É o volume que teria o gás A se estivesse submetido à pressão (total) da mistura, à mesma temperatura.

LEI DE AMAGAT: O volume total de uma mistura gasosa é igual à soma dos volumes parciais dos gases que compõem a mistura.

Seguindo a mesma dedução acima, temos que: vA. = nA . = XA vB. = nB = XB Vtotal ntotal . Vtotal ntotal Quando expressa em porcentagem, é também a porcentagem em volume do gás A na mistura. % em volume parcial = fração molar em %: % em volume parcial = fração molar 100 Massa molar aparente de uma mistura gasosa (Map)

Sendo a massa total de uma mistura a soma de todas as massas e o ntotal a soma de todos as quantidades de matéria de cada gás (n=m/M), a massa molar será M = m/n.

Portanto Map = mtotal / ntotal Densidade de uma mistura gasosa a uma pressão p e temperatura T: p·Map d= —— R·T Atividade 1. 30 mL de gás metano, a 25O C, são aquecidos a 35O C, à pressão constante. Calcule o novo volume do gás. R:31 2. Uma amostra de nitrogênio gasoso ocupa 20 mL, a 27O C e à pressão de 800 mmHg. Que volume ocuparia a amostra a 0O C e 800 mmHg? R:18,2 3. Certa massa gasosa, mantida em um frasco fechado, tem pressão igual a 190 mmHg a 27O C.

a qual temperatura (em O C) a pressão esse gás no frasco fechado será igual a 0,5 atm? R:327O C 4. Em um dia de inverno, à temperatura de 0O C, foi colocada uma amostra de ar, à pressão de 1,0 atm, em um recipiente de volume constante. Transportando essa amostra para um ambiente de 60O C, que pressão, em atm, ela apresentará? R:1,21

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5. Um menino deixou escapar um balão contendo 2 L de gás hélio, a 20O C e pressão de 2 atm. Quando atingir uma altura em que sua pressão seja 0,5 atm e sua temperatura 10O C, qual será o volume ocupado pelo gás após a subida? R: 7,72

2. Fundamentos da Termodinâmica Considerando um gás, num sistema fechado, contido num cilindro provido de um êmbolo que pode se deslocar sem atrito. Ao aquecer o sistema, o gás se expande e desloca o êmbolo para cima.

O calor fornecido provocou o deslocamento do êmbolo e o sistema realizou um trabalho contra o meio exterior. O calor e o trabalho correspondem as trocas de energia.

Trabalho realizado ( ), segundo a física, é igual ao produto da força exercida sobre o êmbolo F pelo seu deslocamento d; e a pressão P exercida pelo gás é igual ao quociente da força exercida sobre o êmbolo e a sua área S.

aquecimento = |F| |d| ; e P = F / S tem-se = P. S. d e sabendo que S. d = DV é a variação de volume, podemos concluir que o trabalho: = P (DV)= P(V2-V1) Como a pressão é sempre positiva, o trabalho realizado assume o sinal da variação do volume.

Na expansão gasosa: Se Vi < Vf ; AV>0; >0; o gás está cedendo energia, sob a forma de trabalho realizado pelo gás, para o meio exterior;

Na compressão gasosa: Se V1>Vf ; AV<0 ; <0;o gás está recebendo energia, sob a forma de trabalho realizado pelo gás, do meio exterior; O sistema recebe calor do meio exterior (processo endotérmico; Q>0) e realiza trabalho sobre ele ( >0).

O sistema libera calor para o meio exterior (processo exotérmico; Q<0) e meio realiza um trabalho sobre o sistema ( < 0). No diagrama de Clapeyron, o trabalho realizado pelo gás é numericamente igual à área formada no gráfico P x V Centro de Educação Tecnológica do Estado da Bahia Unidade de Camaçari P Pressão V1 V2 Volume 1º Lei da Termodinâmica: A quantidade de calor trocada pelo gás com o meio ambiente é igual a soma do trabalho realizado pelo gás durante a transformação e a variação de energia interna de sofrida por este gás (Q = DU + ). Princípio da Conservação da Energia:. A energia pode ser transformada, mas não pode ser criada nem destruída. Exemplo: A quantidade de calor em 100 cal provoca a realização de trabalho de 80 cal e a variação de energia interna com 20 cal. O Primeiro princípio da termodinâmica evidencia que a variação de energia depende apenas dos estados inicial e final, sem depender do caminho seguido entre esses estados. 1ºcaminho: Q e Estado inicial Estado final Q Q' ; ' mas Q – = Q' – ' 2ºcaminho: Q' e ' Energia interna: a energia sob qualquer forma que o sistema tem armazenado. Podemos destacar a energia cinética de translação das partículas e a energia cinética de rotação das partículas. Daí pode-se concluir que a energia interna varia diretamente com a temperatura. Um sistema gasoso troca energia com o meio através de calor e trabalho. A diferença entre eles corresponde à variação de energia interna (DU ). DU = Q – ; Q = DU + DU = variação de energia interna ; DU em função da Temperatura: DU = 3/2 n R DT = Trabalho Trocado; Centro de Educação Tecnológica do Estado da Bahia Unidade de Camaçari APLICAÇÕES DO PRIMEIRO PRINCÍPIO DA TERMODINÂMICA ÀS TRANSFORMAÇÕES GASOSAS Transformação Isotérmica (DT=0): Ocorre a temperatura constante. Pela 1ª Lei da Termodinâmica: Q = DU + , porém DU = 3/2 n R DT e neste caso DU = 0, então Q = , indicando que todo calor trocado com o meio é transformado em trabalho. Em um sistema gasoso, se ocorrer uma expansão (processo endotérmico; Q>0) e realiza trabalho sobre ele ( >0).

Em um sistema gasoso, se ocorrer uma contração (processo exotérmico; Q<0) e o meio realiza um trabalho sobre o sistema ( < 0). Isotermas O sistema não realiza trabalho com o meio, pois não houve variação do volume do gás. Pela 1ª Lei : Q = DU + ; e neste caso = 0, então Q =DU = 3/2 n R DT. Ao ocorrer aumento na temperatura ocorrerá uma reação endotérmica e Q > 0.

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gasosa. Se T1 > T2, então DT< 0 e DU = 3/2 n R DT <0 ocorrerá redução na temperatura (reação endotérmica e Q > 0), indicando uma expansão gasosa.

T1 T2 P Pressão V1 V2 Volume Uma garrafa térmica é um sistema termicamente isolado, pois suas paredes não permitem que haja trocas de calor entre os líquidos colocados no seu interior e o meio externo. DU = Q – Se Q = 0 Conclusão: DU = – – Se >0 : DU <0 ; Expansão adiabática - Se <0 : DU >0 ; Compressão adiabática

Transformação Cíclica: Ocorre uma expansão e uma compressão Quando o estado inicial coincide com o estado final (mesma pressão, volume e temperatura) DU = Q – DU = 0 Q= = A (Trabalho igual numericamente a área) P Expansão B O saldo do trabalho no ciclo é dado pela diferença do trabalho na expansão e compressão, qu é A Compressão

V 2º Lei da Termodinâmica: É impossível obtermos rendimento de 100% quando 2 fontes térmicas são envolvidas (quente e frio). O calor passa espontaneamente de um corpo de maior temperatura para outro de menor temperatura. No entanto, a passagem contrária é altamente improvável. Os processos naturais apresentam um sentido preferencial de ocorrência, tendendo sempre o sistema espontaneamente para um estado de equilíbrio.

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3.Reações Químicas em Solução Aquosa Reagentes em proporção estequiométrica Conhecendo a composição e a concentração dessas soluções, podemos calcular a massa de reagentes e produtos envolvidos na reação. O cálculo estequiométrico é feito a base das leis de reações e executado com o auxílio das equações químicas correspondentes.

Regras fundamentais: 1.Escrever a equação química 2.Acertar os coeficientes desta equação 3.Estabelecer uma regra de três entre a proporção estequiométrica da equação e a proporção dada no problema, obedecendo as relações de: Massa——————massa ou Nº moles————— Nº moles Massa——————-Volume gasoso Volume gasoso ——————-Volume gasoso Massa ——————-número de moléculas Analise o exemplo: H3PO4(aq) + 3KOH K3PO4 + 3H2O Va=300 mL=0,3 L Vb= 150mL=0,15 L Vfinal = (300+150) mL Ma=0,5 mól/L Mb= 3 mol/L Vfinal = 0,45 L na= 0,15 mol nb=0,45 mol

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c) ao K3PO4? M = 0,15 mol/0,45 L = 0,33 mól/L Reagentes fora da proporção estequiométrica Imaginemos a possibilidade de misturarmos quaisquer quantidades de duas soluções que reagem. Por exemplo 200 mL (0,2L) de H2SO4 1 mol/L e 200 mL de KOH 3 mol/L.

M=n/V então n =Mx V n = 1 x 0,2 = 0,2 mól e n = 3 x 0,2 = 0,6 mol H2SO4 KOH

H2SO4 (aq) + 2KOH (aq) K2SO4 (aq) + 2H2O(l)

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