Revisão - EcivilUFES

Química Aplicada à Engenharia Civil – UFES - 2008/2
Professora: Geisamanda Pedrini Brandão Athayde
Revisão
Número de massa
A característica fundamental que define um elemento químico é o número de prótons
(Z) no núcleo. Se chamarmos de N o número de nêutrons no núcleo, o número de
massa A é dado por: A = Z + N. Ou seja, a soma do número de prótons com o de
nêutrons.
Isótopos
São átomos do mesmo elemento (isto é, com os mesmos números de prótons), mas com
diferentes números de nêutrons. Assim, têm diferentes números de massa. Para a sua
notação, escreve-se o número de massa como expoente antes do símbolo do elemento.
Exemplos:
Elemento
Hidrogênio
Isótopo
Proporção (%)
1
H
99,985
2
H
0,015
12
Carbono
C
98,89
13
C
1,11
14
Nitrogênio
N
99,63
15
N
0,37
16
Oxigênio
O
99,759
17
O
0,037
18
O
0,204
32
Enxofre
S
95,00
33
S
0,76
34
S
4,22
36
S
0,014
12
C é o isótopo do elemento carbono com 6 prótons e 6 nêutrons.
13
C é o isótopo do carbono com 6 prótons e 7 nêutrons.
Alguns isótopos são estáveis. Outros são radioativos e emitem partículas e energia para
se transformarem em uma forma mais estável.
Em geral, os elementos têm um isótopo principal, ou seja, o de maior proporção na
forma como são encontrados na natureza.
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Professora: Geisamanda Pedrini Brandão Athayde
Massa atômica
Em química, no lugar das unidades convencionais, a massa de um átomo é expressa em
unidades de massa atômica (u) que equivale exatamente a 1/12 da massa do isótopo
12
C (carbono 12). Na unidade comum, corresponde a
1,6605402 x 10-27 kg.
Portanto, conforme exemplos, massa atômica do carbono = 12 u, do hidrogênio = 1 u,
etc.
Algumas vezes é usada a designação peso atômico, que conceitualmente é incorreta.
Afinal, em física, peso é uma força e não deve ser confundido com massa. Mas o uso é
disseminado e deve ser entendido com essa ressalva.
Ocorre também que a massa atômica é muitas vezes dada pela média ponderada das
massas atômicas dos diferentes isótopos nas proporções que o elemento apresenta na
natureza. Nesse critério, por exemplo, a massa atômica do carbono é 12,011 u.
Mol
Por definição, mol é a quantidade de matéria de um sistema que contém um número de
partículas elementares igual ao número de átomos contidos em 12 g de
12
C.
Notar, pela definição, que o conceito de mol se aplica de forma genérica a partículas,
que podem ser não somente átomos mas também outras (moléculas, íons, elétrons, etc).
Constante de Avogadro
Pela definição, pode-se concluir que 1 mol de qualquer coisa terá sempre o mesmo
número de partículas. Este número é denominado constante de Avogadro (NA) que, com
aproximação de 4 dígitos, é igual a 6,022 1023 partículas por mol.
Pode-se deduzir que um mol de átomos de qualquer elemento é dado pela sua massa
atômica expressa em gramas.
Exemplo: 1 mol de 35Cl = 35 g.
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Massa molecular
É dada pela soma das massas atômicas de todos os átomos de uma molécula.
Equações químicas
As reações que os elementos têm entre si para formar um composto são representadas
por equações químicas.
Exemplo da reação do hidrogênio com o oxigênio para formar água:
2H2(g) + O2(g) → 2H2O(g).
As substâncias no lado esquerdo são chamadas reagentes e, no lado direito, produtos.
Os números antes dos símbolos (omitido se for 1) indicam a quantidade de moléculas.
Os símbolos entre parênteses indicam o estado físico: (s) sólido, (l) líquido, (g) gasoso e
(aq) solução aquosa (muitas substâncias só reagem em solução aquosa).
Lembrar que a equação química indica a possibilidade de uma reação. Isso significa que
a reação nem sempre ocorrerá com o simples contato físico das substâncias. Algumas
precisam de aquecimento, outras, de meio aquoso, de ignição (é o caso do exemplo),
etc.
Uma equação química deve ser balanceada, isto é, cada elemento deve ter o mesmo
número de átomos em ambos os lados da equação. O balanceamento significa a
necessária igualdade de massas entre os dois lados da equação, uma vez que não pode
haver perda ou ganho de massa.
Tabela de Prefixos mais comuns usados na literatura química:
Prefixo
Múltiplos
Símbolo
Fator
giga
mega
kilo
hecto
deca
G
M
k
h
da
109
106
103
102
101
Prefixo
Frações
Símbolo
Fator
deci
centi
mili
micro
nano
pico
d
c
m
µ
n
p
10-1
10-2
10-3
10-6
10-9
10-12
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Estequiometria
A estequiometria é o estudo e o cálculo das relações (mensuráveis) quantitativas de
reagentes e produtos em reações químicas (ou equações químicas). A palavra vem do
grego stoikheion (elemento) e metriā (medida, de metron).
A estequiometria é de extrema importância no cotidiano, principalmente nas indústrias
ou laboratórios, pois objetiva calcular teoricamente a quantidade de reagentes a ser
usada em uma reação, prevendo a quantidade de produtos que será obtida em condições
preestabelecidas.
A estequiometria baseia-se na lei da conservação das massas, na lei das proporções
definidas (ou lei da composição constante), e na lei das proporções múltiplas. Em geral,
as reações químicas combinam proporções definidas de compostos químicos. Já que a
matéria não pode ser criada ou destruída, a quantia de cada elemento deve ser a mesma
antes, durante e após a reação. Por exemplo, a quantia de um elemento A no reagente
deve ser igual à quantia do mesmo elemento no produto.
A estequiometria é usada frequentemente para balancear equações químicas. Por
exemplo, os dois gases diatômicos hidrogênio e oxigênio podem combinar-se para
formar um líquido, água, em uma reação exotérmica, como descrita na Equação [1].
[1]
A Eq. 1 não mostra a estequiometria correta da reação - isto é, não demonstra as
proporções relativas dos reagentes e do produto.
[2]
A Eq. 2 já tem a correta estequiometria e, por isso, é dita uma equação "balanceada",
que demonstra o mesmo número de átomos de cada tipo em ambos os lados da equação.
O termo "estequiometria" também é usado com frequência para as proporções molares
de elementos em compostos estequiométricos. Por exemplo, a estequiometria do
hidrogênio e do oxigênio na água (H2O) é 2:1. Em compostos estequiométricos, as
proporções molares são números inteiros (e é aí que está a lei de proporções múltiplas).
A estequiometria não é tão somente usada para balancear equações químicas, mas
também para conversões de unidades - por exemplo, de gramas a mols, ou gramas a
mililitros.
Outro uso da estequiometria é achar a quantia certa de reagentes a ser usada em uma
reação química.
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Para efetuarmos o cálculo estequiométrico, vamos obedecer à seguinte seqüência:
a) escrever a equação envolvida;
b) acertar os coeficientes da equação (ou equações);
c) relacionar os coeficientes com mols. Teremos assim uma proporção inicial em mols;
d) estabelecer entre o dado e a pergunta do problema uma regra de três. Esta regra de
três deve obedecer aos coeficientes da equação química e poderá ser estabelecida, a
partir da proporção em mols, em função da massa, em volume, número de moléculas,
entre outros, conforme dados do problema.
Observação: Uma equação química só estará corretamente escrita após o acerto dos
coeficientes, sendo que, após o acerto, ela apresenta significado quantitativo.
Lei da Conservação das Massas - Lei de Lavoisier.
"Numa reação química que ocorre em sistema fechado, a massa total antes da reação é
igual à massa total após a reação".
ou,
"Numa reação química a massa se conserva porque não ocorre criação nem destruição
de átomos. Os átomos são conservados, eles apenas se rearranjam. Os agregados
atômicos dos reagentes são desfeitos e novos agregados atômicos são formados".
Ou ainda, filosoficamente falando,
"Na natureza nada se cria, nada se perde, tudo se transforma".
Atualmente sabemos que a lei de Lavoisier como inicialmente foi proposta nem se
verifica. É possível a perda de massa no decurso de uma reacção libertando-se energia
(fenômeno explicável pela teoria da relatividade). O que se deverá verificar sempre é a
primeira lei da termodinâmica.
Lei das proporções constantes
- Lei de Proust
"A proporção, em massa, dos elementos que participam da composição de uma
substância é sempre constante e independe do processo químico pelo qual a substância
é obtida."
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