Nesta discussão, exploraremos como os cálculos químicos são fundamentais para entender a composição e as transformações das substâncias. Desde a estequiometria até o uso de unidades de medida específicas, esses conceitos são essenciais para resolver problemas e compreender as relações quantitativas na Química. Portanto, vamos mergulhar neste tema importante e destacar como o reforço escolar pode impulsionar nosso aprendizado.
Podemos conhecer as grandezas usadas na quantificação dos fenômenos químicos identificando o comportamento da massa, do número de partículas e do volume de diferentes substâncias. As Leis de Lavoisier e de Proust sustentam os estudos químicos quantitativos.
Unidades de medida
- Massa: g e suas relações de grandeza.
- Volume: L ou cm³ e suas relações de grandeza.
- Quantidade de matéria: mol (grandeza química de quantificação de matéria).
- Constante de Avogadro: 6 * 10²³ = 1 mol.
Massa atômica e massa molecular
Dados experimentais coletados ao longo do tempo permitiram comparar a massa dos átomos de todos os elementos químicos e estabelecer uma escala denominada escala de massas atômicas.
Para determinar a massa dos átomos foi estabelecido um padrão de referência: isótopo 12 do carbono (¹²C₆), ao qual foi atribuído o valor 12 para sua massa atômica. Uma unidade de massa atômica corresponde a 1/12 do isótopo carbono-12.
Massa atômica é o número que expressa quantas vezes a massa de um átomo é maior que 1/12 da massa do isótopo ¹²C₆.
Exemplo: Massa atômica do magnésio (Mg) = 24 — significa que a massa dos átomos desse elemento é 24 vezes maior que a unidade de massa atômica que corresponde a 2 átomos de ¹²C₆.
Identificada a massa atômica de uma substância, é possível determinar sua massa molecular.
Exemplo: A água (H₂O) é formada por dois átomos de hidrogênio e um átomo de oxigênio.
Massa atômica de um átomo de hidrogênio: H = 1 g/mol;
Massa atômica de um átomo de oxigênio: O =16 g/mol;
Massa molecular da água: H₂O = 2*1 + 1*16 = 18 g/mol.
Quantidade de matéria — mol
Do mesmo modo que se criaram os termos dúzia para representar um conjunto de 12 unidades e centena para representar um conjunto de 100 unidades, os químicos criaram o termo mol para indicar um conjunto de 6,02 * 10²³ unidades. Assim, podemos dizer que:
- 1 mol de moléculas = 6,02 * 10²³ moléculas.
- 1 mol de átomos = 6,02 * 10²³ átomos.
- 1 mol de elétrons = 6,02 * 10²³ elétrons.
- 1 mol de íons = 6,02 * 10²³ íons.
O valor numérico do mol é elevado, uma vez que sua função é representar quantidades muito grandes de pequenas partículas.
Mol é a quantidade de matéria de um sistema que contém tantas entidades elementares quantos são os átomos contidos em 0,012 kg (12 g) de carbono-12.
Entidades elementares: moléculas, átomos, íons, prótons, elétrons, nêutrons etc.
Volume molar
Volume molar é o volume, em litros, de 1 mol de partículas (6,02 * 10²³) de uma substância no estado gasoso. Em condições normais de temperatura e pressão (CNTP), o valor do volume molar é 22,4 L.
Leis ponderais
Lei de Lavoisier ou Lei da Conservação da Massa
Quando ocorre uma reação química, a massa total dos reagentes é igual à massa total dos produtos.
Exemplo: 2 H₂ (g) + O₂ (g) → 2 H₂O (g)
- m₁ = 2 H₂ = 2 * 2 * 1 = 4 g/mol
- m₂ = O₂ = 2 * 16 = 32 g/mol
- m₃ = 2 H₂O = 2 * 2 * 1 + 1 * 16 = 36 g/mol
Note que:
m reação: m₁ + m₂ = m₃
Lei de Proust ou Lei das Proporções Constantes
A proporção entre a massa dos reagentes e a dos produtos que participam de uma reação química é constante, não dependendo da quantidade de reagentes.
Exemplo: H₂O (g) → H₂ (g) + 1/2 O₂ (g)
Experiência 1
- 18 g de H₂O
- 2 g de H₂
- 16 g de O₂
Experiência 2
- 36 g de H₂O
- 4 g de H₂
- 32 g de O₂
Experiência 3
- 72 g de H₂O
- 8 g de H₂
- 64 g de O₂
Verificando a Lei de Proust:
18/36 = 2/4 = 16/32
ou
78/72 = 2/8 = 16/64
Leis volumétricas de Gay-Lussac
Os volumes de gases submetidos à mesma temperatura e pressão que participam de uma reação química guardam entre si uma relação de números inteiros e pequenos.
Hipótese de Avogadro
Volumes iguais de gases à mesma pressão e temperatura apresentam a mesma quantidade de moléculas.
Exemplo: H₂ (g) + Cl₂ (g) → 2 HCl (g)
Gay-Lussac: 1 volume + 1 volume = 2 volumes
Hipótese de Avogadro: x moléculas + x moléculas = 2x moléculas
Cálculos químicos – Estequiometria
A estequiometria estuda as relações que ocorrem entre as quantidades de substâncias que participam de uma transformação química.
Essa transformação é representada por uma equação química devidamente balanceada que indica as fórmulas dos reagentes e dos produtos participantes de uma reação.
No cálculo estequiométrico são comparados valores de mol, massa ou volume; a pureza da substância também deve ser levada em conta.
Os reagentes que participam de uma reação química podem não estar nas proporções estequiométricas.
Portanto, haverá sobra de um deles sem reagir. Em geral, as substâncias produzidas industrialmente apresentam uma pequena quantidade de impurezas.
Passos básicos para a resolução dos exercícios de cálculo estequiométrico
- Escrever a equação devidamente balanceada.
- Escrever as proporções molares de cada uma das substâncias envolvidas na reação.
- Relacionar o(s) dado(s) fornecido(s) (substância conhecida) com o que se quer obter da(s) substância(s) desconhecida(s).
- Identificar de que substâncias são fornecidos dados e de quais se deseja obter valores.
Exemplo 1: Que massa de enxofre reage com 1,12 g de ferro, formando sulfeto de ferro II?
- Fe (s) + S (s) → FeS (s)
- 1 mol de Fe + 1 mol de S → 1 mol de FeS
- 56 g ― 32 g
- 1,12 g ― x
56 * x = 32 * 1,12
x = 0,62 g de enxofre.
Exemplo 2: Que massa de água é obtida na reação de 8 mol de gás oxigênio com hidrogênio, suficiente para consumir todo o oxigênio?
- 2 H₂ (g) + O₂ (g) → 2 H₂O (g)
- 2 mol de H₂ + 1 mol de O₂ → 2 mol de H₂O
- 1 mol ― 36 g (mol foi convertido para g usando a ideia de massa molecular)
- 8 mol ― x
1 * x = 36 * 8
x = 288 g de água.
Importância do Reforço Escolar
Concluímos aqui nossa exploração sobre os cálculos químicos e suas unidades de medida. É inegável que esses conceitos desempenham um papel crucial na compreensão da Química e são frequentemente abordados em avaliações como o ENEM. Portanto, investir em reforço escolar é essencial para dominar esses tópicos e alcançar sucesso acadêmico. Com a orientação adequada e prática adicional, podemos fortalecer nosso entendimento e enfrentar os desafios com confiança. Não subestime a importância do reforço escolar em sua jornada educacional. Ele pode fazer toda a diferença no seu aprendizado e crescimento como estudante.
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