Estequiometria

Uma fórmula 化学式 mostra quais átomos 原子 estão em uma substância e quantos de cada tipo existem. Existem dois tipos de fórmula que você deve conhecer.

• A fórmula molecular 分子式 é o número real de cada átomo em uma molécula 分子. Para a glicose, é $\text{C}_6\text{H}_{12}\text{O}_6$.
• A fórmula empírica 实验式 é a razão inteira mais simples de átomos ou íons 离子 em um composto 化合物. Para a glicose, é $\text{CH}_2\text{O}$.

Determinando uma fórmula

Se for dado um modelo ou diagrama, basta contar os átomos de cada elemento e escrevê-los como uma fórmula.

Para um composto iônico 离子化合物, você pode determinar a fórmula a partir das cargas dos íons. A carga total positiva deve equilibrar a carga total negativa, pois o composto não possui carga líquida. Alguns íons comuns:

Por exemplo, $\text{Na}^{+}$ e $\text{O}^{2-}$: são necessários dois $\text{Na}^{+}$ para equilibrar um $\text{O}^{2-}$, logo a fórmula é $\text{Na}_2\text{O}$.

Uma equação mostra como os reativos 反应物 (as substâncias iniciais) mudam para formar os produtos 生成物 (as substâncias formadas).

• Uma equação verbal 文字方程式 usa nomes: magnésio + oxigênio → óxido de magnésio.
• Uma equação simbólica 化学方程式 usa fórmulas e deve estar balanceada 配平 — o mesmo número de cada átomo de ambos os lados.

Adicionamos símbolos de estado 状态符号 entre parênteses para mostrar o estado físico: $(s)$ sólido, $(l)$ líquido, $(g)$ gasoso, e $(aq)$ para aquoso 水溶液 (dissolvido em água).

Equações iônicas

Uma equação iônica 离子方程式 mostra apenas os íons que realmente mudam. Íons que são iguais em ambos os lados são íons espectadores 旁观离子 e são omitidos. Por exemplo, quando um ácido reage com uma base:

A massa atômica relativa 相对原子质量 ($A_r$) de um elemento 元素 é a massa 质量 média de seus átomos comparada a $\tfrac{1}{12}$ da massa de um $^{12}\text{C}$ átomo.

A massa molecular relativa 相对分子质量 ($M_r$) é a soma das massas atômicas relativas de todos os átomos na molécula. Para compostos iônicos, usamos a massa fórmula relativa 相对式量, encontrada da mesma maneira a partir da fórmula.

Massas reagindo por proporção simples

Às vezes você pode encontrar uma massa reagindo sem usar a mola. Se 24 g de magnésio produzem 40 g de óxido de magnésio, então 12 g de magnésio (metade da quantidade) produzem 20 g de óxido de magnésio.

A mola 摩尔 (símbolo mol) é a unidade para a quantidade de matéria 物质的量. Uma mola de qualquer substância contém $6.02 \times 10^{23}$ partículas 粒子 (átomos, íons ou moléculas). Este número é a constante de Avogadro 阿伏伽德罗常数.

A massa molar 摩尔质量 é a massa de uma mola, em gramas por mola (g/mol). Seu valor numérico é igual ao $A_r$ ou $M_r$. A relação chave é:

Exemplo resolvido. Quantas moles há em 36 g de água? Massa molar da água $= 18$ g/mol.

Para encontrar o número de partículas, multiplique as moles pela constante de Avogadro.

Volumes de gases

À temperatura e pressão ambiente (r.t.p.), uma mola de qualquer gás ocupa o mesmo volume 体积. Este volume molar do gás 摩尔气体体积 é $24 \text{ dm}^3$.

Exemplo resolvido. Que volume $0.25$ mol de dióxido de carbono ocupa à r.t.p.?

Concentração de soluções

A concentração 浓度 de uma solução 溶液 pode ser dada em $\text{g/dm}^3$ ou em $\text{mol/dm}^3$.

Lembre-se de converter volume: $1 \text{ dm}^3 = 1000 \text{ cm}^3$, então divida um volume em $\text{cm}^3$ por 1000.

A maioria dos cálculos segue os mesmos passos: converta a quantidade conhecida em moles, use a equação balanceada para encontrar as moles do que você quer, depois converta de volta para massa, volume ou concentração.

Exemplo resolvido. Que massa de óxido de magnésio se forma quando 12 g de magnésio queimam completamente? $2\text{Mg} + \text{O}_2 \rightarrow 2\text{MgO}$. ($A_r$: Mg $= 24$, O $= 16$.)

Moles de Mg $= 12 / 24 = 0.5$ mol. A razão Mg : MgO é $1 : 1$, então $0.5$ mol de MgO se forma. Sua massa molar é $24 + 16 = 40$ g/mol, então a massa é $0.5 \times 40 = 20$ g — a mesma resposta que o método de proporção simples acima.

Reagente limitante

Quando dois reagentes são misturados, muitas vezes um acaba primeiro. Este é o reagente limitante 限量反应物. Ele determina quanto produto pode se formar; qualquer outro reagente está em excesso (sobra).

Exemplo resolvido. 8 g de hidrogênio reagem com 8 g de oxigênio: $2\text{H}_2 + \text{O}_2 \rightarrow 2\text{H}_2\text{O}$. Qual é o reagente limitante e qual massa de água se forma? ($A_r$: H $= 1$, O $= 16$.)

Moles de $\text{H}_2 = 8 / 2 = 4$ mol; moles de $\text{O}_2 = 8 / 32 = 0.25$ mol. A equação precisa de $2\text{H}_2$ para cada um $\text{O}_2$, então $0.25$ mol de $\text{O}_2$ reage com apenas $0.5$ mol de $\text{H}_2$. Há muito mais hidrogênio do que isso, então oxigênio é o reagente limitante e o hidrogênio está em excesso. O oxigênio faz $2 \times 0.25 = 0.5$ mol de água, então a massa é $0.5 \times 18 = 9$ g. Sempre trabalhe em moles, não em massas — o reagente com menor massa nem sempre é o que acaba.

Cálculo de titration

Em uma titration 滴定 você mede o volume de uma solução que reage com outra. Do volume e concentração você encontra as moles de um soluto 溶质, então usa a razão da equação para encontrar as moles, concentração ou volume do outro.

Exemplo resolvido. $25.0 \text{ cm}^3$ de solução de hidróxido de sódio é neutralizada exatamente por $20.0 \text{ cm}^3$ de $0.10 \text{ mol/dm}^3$ ácido clorídrico. $\text{NaOH} + \text{HCl} \rightarrow \text{NaCl} + \text{H}_2\text{O}$. Encontre a concentração do hidróxido de sódio.

Moles de HCl $= 0.10 \times \dfrac{20.0}{1000} = 0.0020$ mol. A razão é $1 : 1$, então há $0.0020$ mol de NaOH em $25.0 \text{ cm}^3$:

Fórmulas empíricas e moleculares a partir de dados

Para encontrar uma fórmula empírica a partir de massas ou percentuais:

1. Divida a massa (ou %) de cada elemento pelo seu $A_r$.
2. Divida todas as respostas pelo menor delas para obter a razão mais simples.

Para encontrar a fórmula molecular, compare a massa da fórmula empírica com a real $M_r$ e multiplique até ajustar.

Exemplo resolvido. Um composto contém $40\%$ cálcio, $12\%$ carbono e $48\%$ oxigênio em massa. Encontre sua fórmula empírica. ($A_r$: Ca $= 40$, C $= 12$, O $= 16$.)

Divida cada porcentagem pelo seu $A_r$: Ca $= 40/40 = 1$, C $= 12/12 = 1$, O $= 48/16 = 3$. A proporção é $1 : 1 : 3$, então a fórmula empírica é $\text{CaCO}_3$.

Percentuais

• Rendimento percentual 产率 compara quanto produto você obteve realmente com o máximo que poderia obter: $\dfrac{\text{actual}}{\text{theoretical}} \times 100$.
• Composição percentual em massa 质量分数 de um elemento $= \dfrac{\text{mass of the element}}{M_r} \times 100$.
• Pureza percentual 纯度 $= \dfrac{\text{mass of pure substance}}{\text{mass of impure sample}} \times 100$.

Exemplo resolvido. Encontre o percentual em massa de nitrogênio no nitrato de amônio, $\text{NH}_4\text{NO}_3$. ($A_r$: N $= 14$, H $= 1$, O $= 16$.)

$M_r = (2 \times 14) + (4 \times 1) + (3 \times 16) = 80$. A massa de nitrogênio é $2 \times 14 = 28$, então

Exemplo resolvido. Uma reação poderia produzir no máximo 5.0 g de produto, mas apenas 4.0 g foi coletado na prática. Calcule o rendimento percentual.

Algum produto sempre é perdido — deixado no aparelho, ou consumido em reações secundárias — então o rendimento quase nunca é $100\%$.

Exemplo resolvido. Uma amostra de 50 g de carbonato de cálcio impuro contém 45 g de carbonato de cálcio puro. Encontre sua pureza percentual.

• Sempre transforme massas, volumes de gás e concentrações em moles primeiro, use a razão da equação balanceada, depois converta de volta. Nunca compare massas diretamente através de uma equação.
• Fórmulas-chave: $n = \dfrac{\text{mass}}{M_r}$, volume de gás $= n \times 24\ \text{dm}^3$ à r.t.p., e concentração $= \dfrac{n}{\text{volume in dm}^3}$. Converta cm³ para dm³ dividindo por 1000.
• Para balancear uma equação simbólica você só pode mudar os números grandes na frente de uma fórmula, nunca os subscritos pequenos dentro dela.
• O reagente limitante é aquele que acaba (menos moles uma vez considerada a razão); ele define quanto produto se forma. O outro reagente está em excesso.
• Rendimento percentual = real ÷ teórico × 100; pureza percentual = massa da substância pura ÷ massa da amostra × 100. Ambos são sempre 100% ou menos.