Átomos, moléculas e estequiometria

Átomos 原子 são muito leves para serem pesados em gramas, então comparamos cada massa a um padrão. O padrão é a unidade de massa atômica unificada 统一原子质量单位 (símbolo u), definida como exatamente um décimo segundo da massa de um átomo de carbono-12.

Usando esta unidade, declaramos massas como números simples:

• a massa atômica relativa 相对原子质量 $A_r$ de um elemento é a massa média de seus átomos comparada com $\tfrac{1}{12}$ de um átomo de carbono-12. É uma média sobre todos os isótopos 同位素, ponderada pela frequência de cada um.
• a massa isotópica relativa 相对同位素质量 é a massa de um átomo de um único isótopo, comparada com $\tfrac{1}{12}$ de um átomo de carbono-12.
• a massa molecular relativa 相对分子质量 $M_r$ de uma molécula 分子 é a soma das massas atômicas relativas de todos os seus átomos.
• a massa fórmula relativa 相对式量 é a mesma ideia para uma substância que não é composta por moléculas (como um composto iônico). Some as massas atômicas relativas mostradas na fórmula.

Para encontrar $A_r$ a partir de dados de isótopos, multiplique a massa de cada isótopo por sua porcentagem, some esses valores e divida por 100.

Exemplo resolvido. O cloro é $75\%$ ${}^{35}\text{Cl}$ e $25\%$ ${}^{37}\text{Cl}$. Encontre sua massa atômica relativa.

Exemplo resolvido. Um espectrômetro de massas mostra que o cobre é $69.2\%$ ${}^{63}\text{Cu}$ e $30.8\%$ ${}^{65}\text{Cu}$. Encontre sua massa atômica relativa.

Químicos contam partículas em grupos chamados mols, assim como contamos ovos em dúzias.

Um mol 摩尔 (símbolo mol) é a quantidade de substância que contém o mesmo número de partículas que há em exatamente 12 g de carbono-12. Esse número é a constante de Avogadro 阿伏伽德罗常量:

Portanto, um mol de qualquer coisa contém $6.02 \times 10^{23}$ partículas. As partículas podem ser átomos, moléculas ou íons 离子 — diga sempre quais são.

A massa de um mol em gramas é igual à massa relativa ($A_r$ ou $M_r$). Esta é a massa molar 摩尔质量, com unidades $\text{g mol}^{-1}$. A equação chave é:

onde $n$ é a quantidade em mols, $m$ é a massa em gramas, e $M$ é a massa molar.

Exemplo resolvido. Quantos mols estão em $8.0\ \text{g}$ de metano, $\text{CH}_4$? ($A_r$: C $= 12$, H $= 1$.)

A massa molar é $M = 12 + 4(1) = 16\ \text{g mol}^{-1}$, portanto

Um composto 化合物 é uma substância feita de dois ou mais elementos quimicamente ligados.

Cargas e fórmulas de compostos iônicos

Em um composto iônico 离子化合物, a carga positiva total equilibra a carga negativa total, resultando em neutralidade geral.

Você pode prever a carga de muitos íons a partir da posição do elemento na Tabela Periódica:

O hidrogênio forma $\text{H}^+$, e os gases nobres do Grupo 18 normalmente não formam íons.

Alguns íons que você precisa saber pelo nome e fórmula:

Para um metal que pode ter mais de uma carga, um numeral romano indica o número de oxidação 氧化数. Por exemplo, ferro(II) é $\text{Fe}^{2+}$ e ferro(III) é $\text{Fe}^{3+}$. Para escrever uma fórmula, equilibre as cargas: óxido de ferro(III) é $\text{Fe}_2\text{O}_3$, porque dois $\text{Fe}^{3+}$ equilibram três $\text{O}^{2-}$.

Equações e símbolos de estado

Uma equação química deve estar balanceada 配平 — o mesmo número de cada tipo de átomo em ambos os lados. Adicione símbolos de estado 状态符号 para mostrar o estado de cada espécie: (s) sólido, (l) líquido, (g) gás e (aq) aquoso 水溶液 (dissolvido em água).

Uma equação iônica 离子方程式 mostra apenas os íons e moléculas que realmente mudam. Os íons que não mudam são íons espectadores 旁观离子, e você os omite. Por exemplo, a reação que forma cloreto de prata é:

Fórmulas empírica e molecular

A fórmula empírica 实验式 é a proporção inteira mais simples de átomos de cada elemento em um composto. A fórmula molecular 分子式 mostra o número real de átomos de cada elemento em uma molécula.

Por exemplo, o etano tem fórmula empírica $\text{CH}_3$, mas fórmula molecular $\text{C}_2\text{H}_6$.

Sólidos hidratados e anidros

Alguns sólidos retêm água dentro de seus cristais. Essa água é a água de cristalização 结晶水. Um sólido que a contém é hidratado 水合; o mesmo sólido com a água removida é anidro 无水.

Por exemplo, o sulfato de cobre(II) hidratado é $\text{CuSO}_4 \cdot 5\text{H}_2\text{O}$. Ao aquecê-lo, a água é eliminada, deixando o anidro $\text{CuSO}_4$.

Calculando fórmulas empíricas e moleculares

Para encontrar a fórmula empírica a partir de massas (ou percentagens em massa):

1. divida a massa de cada elemento por sua $A_r$ para obter os mols.
2. divida todos os valores de mols pelo menor deles.
3. arredonde para os números inteiros mais próximos — essa razão é a fórmula empírica.

Para obter a fórmula molecular, você também precisa de $M_r$. Encontre quantas vezes a massa da fórmula empírica cabe em $M_r$, depois multiplique a fórmula por esse número.

Exemplo resolvido. Um composto é $40.0\%$ carbono, $6.7\%$ hidrogénio e $53.3\%$ oxigénio em massa. Encontre a sua fórmula empírica. ($A_r$: C $= 12$, H $= 1$, O $= 16$.)

Pegue $100\ \text{g}$ e divida cada massa pela sua $A_r$ para obter mols: C $= 40.0/12 = 3.33$, H $= 6.7/1 = 6.7$, O $= 53.3/16 = 3.33$. Dividindo tudo pelo menor ($3.33$), obtemos uma razão C : H : O $= 1 : 2 : 1$, então a fórmula empírica é $\text{CH}_2\text{O}$.

Massas reagentes e rendimento percentual

Os números à frente de cada espécie em uma equação balanceada fornecem a razão molar — esta é a estequiometria 化学计量. Para encontrar uma massa reagente: converta a massa conhecida em mols, use a razão molar para encontrar os mols desejados, depois converta novamente para massa.

Exemplo resolvido. Que massa de óxido de magnésio se forma quando $4.8\ \text{g}$ de magnésio queima completamente? $2\text{Mg} + \text{O}_2 \rightarrow 2\text{MgO}$. ($A_r$: Mg $= 24$, O $= 16$.)

Mols de Mg $= 4.8/24 = 0.20\ \text{mol}$. A razão Mg : MgO é $1 : 1$, então $0.20\ \text{mol}$ de MgO se forma. Sua massa molar é $24 + 16 = 40\ \text{g mol}^{-1}$, logo

Em reações reais, geralmente se obtém menos produto do que o máximo. O rendimento percentual 产率 compara a quantidade que você realmente produziu com a máxima possível:

Agente limitante e reagente em excesso

Quando dois reagentes são misturados, um geralmente acaba primeiro. O agente limitante 限量试剂 é aquele que acaba — ele determina quanto produto se forma. O outro é o agente em excesso 过量试剂, pois há mais do que suficiente dele. Baseie sempre o cálculo no agente limitante.

Para identificá-lo: calcule os mols de cada reagente, divida cada um pelo seu número na equação, e o menor resultado será o agente limitante.

Volumes de gases

Na mesma temperatura e pressão, volumes iguais de qualquer gás contêm iguais números de moléculas. Na temperatura e pressão ambiente (r.t.p.), um mol de qualquer gás ocupa $24.0\ \text{dm}^3$, portanto:

Isso é usado ao queimar hidrocarbonetos 碳氢化合物 (compostos apenas de carbono e hidrogênio), onde se comparam volumes gasosos.

Volumes e concentrações de soluções

A concentração 浓度 de uma solução é a quantidade de soluto 溶ute em cada decímetro cúbico de solução 溶液, medida em $\text{mol dm}^{-3}$:

onde $c$ é a concentração e $V$ é o volume em $\text{dm}^3$. Lembre-se de que $1000\ \text{cm}^3 = 1\ \text{dm}^3$.

Exemplo resolvido. Em uma titração, $25.0\ \text{cm}^3$ de solução de hidróxido de sódio é neutralizado exatamente por $20.0\ \text{cm}^3$ de ácido clorídrico $0.100\ \text{mol dm}^{-3}$: $\text{NaOH} + \text{HCl} \rightarrow \text{NaCl} + \text{H}_2\text{O}$. Encontre a concentração do hidróxido de sódio.

Mols de HCl $= cV = 0.100 \times \dfrac{20.0}{1000} = 2.00 \times 10^{-3}\ \text{mol}$. A razão é $1 : 1$, então há $2.00 \times 10^{-3}\ \text{mol}$ de NaOH em $25.0\ \text{cm}^3$:

Esta é a base de uma titulação 滴定, onde se encontra uma concentração desconhecida reagindo-a com uma solução cuja concentração já se conhece.

Algarismos significativos

Forneça sua resposta com um número sensato de algarismos significativos 有效数字 — geralmente corresponda aos dados da questão. Não escreva mais dígitos do que os dados suportam, nem arredonde tão cedo que perca precisão.

• Converta volumes para $\text{dm}^3$ antes de usar a concentração ($25.0\ \text{cm}^3 = 0.0250\ \text{dm}^3$); a falta de $\div 1000$ é o erro de titração mais comum.
• Use os números de balanceamento como a razão molar entre espécies — nunca os valores $M_r$.
• Fórmula empírica: divida cada massa/porcentagem por $A_r$, depois pelo menor, depois escale para números inteiros; use $M_r$ para alcançar a fórmula molecular.
• Para gases à r.t.p., use $\text{volume} = \text{moles} \times 24\ \text{dm}^3$; cite a equação que usa toda vez.
• Dê a resposta com os mesmos algarismos significativos dos dados (geralmente 3) e sempre inclua unidades.