Relações Químicas

Nota:

• Pela lei de Lavoisier, “A soma das massas das substâncias reagentes é igual à soma das massas dos produtos da reação”, logo o número de átomos presentes, em uma reação, nos reagentes deve ser igual à quantidade de átomos presentes nos produtos. Referência: http://educacao.globo.com/quimica/assunto/materiais-e-suas-propriedades/balanceamento-de-equacoes-quimicas.html.
• Ou seja, é necessário verificar a equação. Para fazer tal ação, é necessário verificar: Por penúltimo - H (Hidrogênio). Por último - Elemento O (Oxigênio).

1. Dar os nomes corretamente

   Nota:

   • Relembrando a Nomenclatura: Para dar os nomes deve-se trocar: Eto: ídrico Ito: oso Ato: ico
   • Relembrando a Nomenclatura: ÁCIDOS Para ácidos não oxigenados, usamos a terminação IDRICO. Exemplo: HCl – ácido clorídrico Para ácidos oxigenados, a coisa complica um pouco. Se o elemento possuir somente uma valência, usamos a terminação ICO. Exemplo: H2CO3 – ácido carbônico Se o elemento tiver 2 valências, para a maior usamos ICO e para a menor OSO. Exemplo: H2SO3 – ácido sulfuroso Se o elemento tiver 3 ou mais valências, usamos o prefixo HIPO junto com o sufixo OSO, e o prefixo PER junto com o sufixo ICO, nesta ordem. Exemplo: HClO – ácido hipocloroso Existem casos em que o elemento forma diversos ácidos, porém sempre com a mesma valência. Usamos então os prefixos ORTO, META e PIRO. Exemplo: H3PO4 – ácido ortofosfórico. Note que o fósforo tem valência +5.
   • Relembrando a Nomenclatura: BASES Se o elemento possuir somente uma valência, usamos a expressão “hidróxido de” seguida do nome do elemento. Exemplo: NaOH – hidróxido de sódio Se o elemento possuir duas valências, usamos a expressão “hidróxido de” seguida do nome do elemento e os sufixos OSO e ICO, ou então a valência em números romanos. Exemplos: Fe(OH)2 – hidróxido ferroso ou hidróxido de ferro II; Fe(OH)3 – hidróxido férrico ou hidróxido de ferro III.
   • Relembrando a Nomenclatura: ÓXIDOS Se o elemento possuir somente uma valência, usamos a expressão “óxido de” seguida do nome do elemento. Exemplo: BaO – óxido de bário Se o elemento possuir duas valências, usamos a expressão “óxido de” seguida do nome do elemento e os sufixos OSO e ICO, ou então a valência em números romanos. Exemplos: Cu2O – óxido cuproso ou óxido de cobre I; CuO – óxido cúprico ou óxido de cobre II.
   • Relembrando a Nomenclatura: SAIS Os sais derivam da reação de um ácido ou óxido com uma base. Os sais sem oxigênio mudam a terminação IDRICO para a terminação ETO. Exemplo: CaS – sulfeto de cálcio, vem do ácido sulfídrico Os sais oxigenados de menor valência mudam a terminação OSO para ITO. Exemplo: Na2SO3 – sulfito de sódio, vem do ácido sulfuroso Os sais oxigenados de maior valência mudam a terminação ICO para ATO. Exemplo: Na2SO4 – sulfato de sódio, vem do ácido sulfúrico Os prefixos HIPO, PER, ORTO, META E PIRO são mantidos inalterados nos sais, mudando apenas as terminações de OSO para ITO e de ICO para ATO. Exemplos: NaPO3 – metafosfato de sódio, vem do ácido metafosfórico; Ca2P2O7 – pirofosfato de cálcio, vem do ácido pirofosfórico
   • Relembrando a Nomenclatura: Para terminar, os nomes dos cátions seguem as regras já mencionadas para as bases e os óxidos, usando os sufixos OSO e ICO ou algarismos romanos para as valências. Referência: https://www.coladaweb.com/quimica/quimica-inorganica/nomenclatura-de-acidos-bases-sais-e-oxidos.
   1. Reação de Neutralização

      Nota:

      • Ocorre sempre entre um ácido e uma base, produzindo assim, sal e água . Ácido + Base = Sal + Água

Nota:

• Apenas algumas definições.

1. Massa Molar (g/mol)

   Nota:

   • Massa molar / molecular (g/mol) é uma propriedade de uma substância, átomo ou qualquer outra entidade que indica a massa correspondente a um mol dessa substância, átomo ou entidade. Significa: Quantidade de Massa. Referência: Slides da Professora - Luana Deon.
   • Massa molar, assim como o número de mol, relaciona-se com a Constante de Avogadro (6,02 x 1023) por meio do seguinte conceito: ''O número de entidades elementares contidas em 1 mol correspondem à constante de Avogadro, cujo valor é 6,02 x 1023 mol-1.'' Sendo assim, a massa molar é a massa de 6,02 x 1023 entidades químicas e é expressa em g/mol. Exemplo: H2S Massa Molecular = 34,1 u Massa molar (M) = 34,1 g/mol Isso quer dizer que, em 34,1 g/mol de gás sulfídrico, temos 6,02 x 1023 moléculas ou 1 mol de moléculas de gás sulfídrico. Referência: https://brasilescola.uol.com.br/quimica/massa-molar-numero-mol.htm
2. Massa Molecular (MM)

   Nota:

   • Massa molar / molecular (g/mol)é uma propriedade de uma substância,  átomo ou qualquer outra entidade que indica a massa correspondente a um  mol dessa substância, átomo ou entidade. Significa: Quantidade de Massa. Referência: Slides da Professora - Luana Deon.
   • É possível calcular a massa de uma  molécula pela soma das massas atômicas de cada átomo que forma a respectiva molécula. O resultado é denominado de Massa Molecular (MM). Qual seria a massa molecular do gás Sulfídrico (H2S), por exemplo? Primeiro é preciso saber qual é a massa atômica de cada átomo, que é dada pela Tabela Periódica dos elementos. Massa atômica do hidrogênio (H) = 1 u.m.a. (unidade por massa atômica) Massa atômica do enxofre (S) = 32,1 u.m.a. A massa molecular é a soma das massas atômicas dos átomos. Obs.: o Hidrogênio da molécula de H2S possui coeficiente 2, por isso, é preciso multiplicar sua massa por 2. Calculando: Massa molecular do H2S = 1 • 2 + 32,1 = 34,1 u    (H) + (S) = (H2S) Referência: https://brasilescola.uol.com.br/quimica/massa-molar-numero-mol.htm
   1. A massa molecular e a massa molar possuem os mesmos valores, o que as difere é a unidade de medida. A massa molar relaciona-se com o número de mols que é dado pela constante de Avogadro.
3. Volume Molar (L)

   Nota:

   • O volume molar de qualquer gás nas CNTP (Condições Normais de Temperatura e Pressão), é de 22,4 L. Referência: Slides da professora - Luana Deon.
   • O volume molar aplica-se apenas para os gases.
4. Massa Atômica (u)

   Nota:

   • Massa atômica - é a massa de um átomo medida em unidade de massa atômica, sendo simbolizada por “u”. Referência: Slides da Professora - Luana Deon.
5. Quantidade de Matéria (mols)

   Nota:

   • O mol é uma das sete grandezas de base do Sistema Internacional de Unidades (SI) e é denominada de quantidade de matéria. Ele pode ser conceituado da seguinte maneira: “Mol é a quantidade de matéria de um sistema que contém tantas entidades elementares quantos são os átomos contidos em 12 gramas de carbono-12.” Referência: https://www.manualdaquimica.com/quimica-geral/massa-molar-numero-mol.htm

Nota:

• Cálculos estequiométricos são cálculos das quantidades de reagentes e/ou produtos de uma reação química. Por exemplo, nas indústrias químicas, é necessário descobrir quanto de reagente será necessário utilizar para que determinada reação apresente o rendimento desejado. Referência: Material disponibilizado pela professora - Luana Deon.
• Esses cálculos são feitos com base nas leis das reações e na teoria atômica molecular, além de serem executados com a ajuda das proporções mostradas nas equações químicas. Por exemplo, em geral, quando vamos resolver algum exercício de estequiometria, é necessário primeiro sabermos escrever a equação química balanceada que representa a reação em questão. Posteriormente, analisamos as proporções estequiométricas dadas pela equação e, por último, usamos regras de três que relacionam as substâncias envolvidas.  Referência: Material disponibilizado pela professora - Luana Deon.
• Essas relações se baseiam nas Leis Ponderais, que são duas: a Lei das Proporções Constantes de Proust, que diz que quando várias substâncias se combinam para formar um composto, sempre o fazem em uma relação de massa definida; e a Lei da Conservação da Massa de Lavoisier, que mostra que a massa total dos produtos em uma reação é sempre igual à massa total dos reagentes em um sistema fechado. Além disso, uma lei muito importante é a Lei volumétrica de Gay-Lussac que enuncia que se a pressão e a temperatura dos gases participantes de uma reação não mudarem, os seus volumes terão entre si uma relação de números inteiros e pequenos. A pergunta e os dados fornecidos no enunciado podem relacionar a massa, a quantidade de matéria (mol), número de moléculas e o volume das substâncias envolvidas. Referência: Material disponibilizado pela professora - Luana Deon.

1. Identificação das relações estequiométricas envolvidas no cálculo e na definição dos fatores de conversão

   Nota:

   • É preciso montar a equação utilizando as unidades de medida passadas e pedidas na questão. Cálculos são feitos por meio da regra de três.
   1. Balancear a Reação
      1. Identificar a reação (escrever a reação)

         Nota:

         • É preciso destacar na questão os dados passados e o que a questão realmente está pedindo.
         • É necessário escrever a reação, identificando seus reagentes e produtos, assim montando a equação.