Estequiometria: Mol e Molaridade

Cartões · 52

Conceito de mol

Unidade do SI para quantidade de substância; quantifica entidades microscópicas como átomos e moléculas.

Constante de Avogadro (NA)

Representa o número de partículas contidas em exatamente 1 mol de qualquer substância (aprox. 6,022 x 10^23 entidades/mol).

Massa molar (M)

Massa em gramas de um mol de partículas de uma substância, expressa tipicamente em gramas por mol (g/mol).

Conversão de massa (m) para quantidade de matéria (n)

Calculada dividindo a massa da amostra pela massa molar da substância: n = m / M.

Conversão de quantidade de matéria (n) para número de partículas (N)

Calculada multiplicando o número de mols pela Constante de Avogadro: N = n * NA.

Conversão de partículas (N) diretamente para massa (m)

Determina-se primeiro a quantidade de mols dividindo por NA e multiplica-se o resultado pela massa molar: m = (N / NA) * M.

Massa molecular vs. Massa molar

A massa molecular é a massa de uma única molécula dada em unidades de massa atômica (u); a massa molar é a massa de um mol dessas moléculas em g/mol.

Volume molar de um gás nas CNTP

Volume ocupado por 1 mol de gás ideal a 0 °C e 1 atm, equivalente a aproximadamente 22,4 litros por mol (L/mol).

Volume molar de um gás a 25 °C e 1 atm

Em condições ambientes de temperatura e pressão, 1 mol de gás ideal ocupa aproximadamente 24,5 L.

Conversão de volume de gás nas CNTP para quantidade de matéria (n)

Calculada dividindo o volume medido do gás por 22,4 L/mol: n = V / 22,4.

Molaridade (concentração molar, M)

Medida de concentração que indica a quantidade de matéria de soluto dissolvida por litro de solução, expressa em mol/L.

Fórmula da concentração em quantidade de matéria (Molaridade)

M = n1 / V, onde n1 é a quantidade de matéria do soluto em mols e V é o volume da solução em litros.

Relação entre molaridade, massa do soluto e volume

M = m1 / (M1 * V), permitindo obter a concentração molar diretamente da massa em gramas e do volume em litros.

Unidade no SI para concentração molar

Mol por metro cúbico (mol/m^3), embora no cotidiano laboratorial se use quase exclusivamente mol por litro (mol/L).

Concentração comum (C) vs. Concentração molar (M)

A concentração comum é expressa em gramas por litro (g/L); sua relação com a molaridade é dada por C = M * M1.

Diluição de soluções: princípio físico

Adicionar solvente aumenta o volume e diminui a concentração, mas a quantidade absoluta de soluto em mols permanece constante.

Equação da diluição de soluções

C1 * V1 = C2 * V2 ou M1 * V1 = M2 * V2, relacionando a concentração inicial e final aos respectivos volumes.

Mistura de soluções de mesmo soluto

A quantidade total de soluto em mols é conservada: M_final * V_final = (M_A * V_A) + (M_B * V_B).

Molalidade (W)

Quantidade de matéria de soluto por quilograma de solvente (mol/kg); não varia com a temperatura, diferentemente da molaridade.

Fração molar (X)

Razão adimensional entre o número de mols de um componente específico e o número total de mols da mistura.

Soma de todas as frações molares em um sistema

A soma das frações molares de todos os componentes de qualquer mistura homogênea é sempre igual a 1.

Relação entre pressão parcial e fração molar (Lei de Dalton)

A pressão parcial exercida por um gás é igual à sua fração molar multiplicada pela pressão total do sistema: Pi = Xi * P_total.

Equação de estado dos gases ideais e mols

P * V = n * R * T, onde n representa o número de mols presentes na amostra de gás.

Densidade de um gás em função da massa molar

d = (P * M) / (R * T), mostrando que quanto maior a massa molar do gás, maior sua densidade nas mesmas condições de P e T.

Massa molar da água (H2O)

Aproximadamente 18 g/mol, calculada pela soma das massas atômicas de 2 hidrogênios (2 * 1) e 1 oxigênio (16).

Número de moléculas em 18 g de água líquida

Exatamente 1 mol de moléculas de H2O, correspondendo a aproximadamente 6,02 x 10^23 moléculas.

Número de átomos de hidrogênio em 1 mol de H2O

2 mols de átomos de hidrogênio, o que equivale a cerca de 1,204 x 10^24 átomos de H.

Massa molar do cloreto de sódio (NaCl)

Aproximadamente 58,5 g/mol (23 g/mol de Na + 35,5 g/mol de Cl).

Molaridade de íons após dissociação completa de 1 mol/L de NaCl

A solução terá 1 mol/L de cátions Na+ e 1 mol/L de ânions Cl-, totalizando 2 mol/L de partículas iônicas em solução.

Molaridade de íons após dissociação de 1 mol/L de CaCl2

Resulta em 1 mol/L de íons Ca2+ e 2 mol/L de íons Cl-, gerando uma concentração total de 3 mol/L de íons.

Fator de Van 't Hoff (i) e concentração molar

Multiplicador que ajusta a molaridade para o número real de partículas osmoticamente ativas produzidas por dissociação.

Osmolaridade

Concentração total de partículas de soluto osmoticamente ativas por litro de solução, calculada como i * Molaridade.

Coeficientes estequiométricos em uma equação química

Indicam as proporções molares mínimas nas quais os reagentes reagem e os produtos são formados.

Reagente limitante

Substância que se esgota primeiro em relação à proporção estequiométrica em mols, determinando o rendimento teórico máximo.

Reagente em excesso

Substância presente em quantidade de matéria (mols) superior à necessária para reagir completamente com o reagente limitante.

Rendimento percentual da reação

Razão percentual entre o número real de mols obtidos e o número de mols esperado pelo cálculo estequiométrico teórico.

Grau de pureza de uma amostra

Porcentagem da massa da amostra constituída pela substância desejada, usada para calcular a quantidade real de mols que reagem.

Massa atômica padrão do carbono-12

Definida como exatamente 12 u; por convenção, 12 g de carbono-12 contêm exatamente 1 mol de átomos.

Massa molar de um elemento monoatômico

O valor numérico coincide com sua massa atômica média tabelada, mudando apenas a unidade de 'u' para 'g/mol'.

Massa molar do gás oxigênio (O2)

32 g/mol, pois cada átomo de oxigênio tem massa atômica aproximada de 16 u e a molécula é diatômica.

Massa molar do gás hélio (He)

Aproximadamente 4 g/mol, existindo na forma monoatômica sob condições ambientes.

Massa molar do dióxido de carbono (CO2)

44 g/mol (12 g/mol de carbono + 2 * 16 g/mol de oxigênio).

Massa molar da glicose (C6H12O6)

Aproximadamente 180 g/mol (6*12 + 12*1 + 6*16).

Massa molar do hidróxido de sódio (NaOH)

Aproximadamente 40 g/mol (23 de Na + 16 de O + 1 de H).

Massa molar do ácido sulfúrico (H2SO4)

Aproximadamente 98 g/mol (2*1 de H + 32 de S + 4*16 de O).

Solução padrão na volumetria

Solução cuja concentração molar é conhecida com alto grau de exatidão, empregada em titulações químicas.

Ponto de equivalência em uma titulação

Momento em que a quantidade de matéria (mols) de titulante adicionada é estequiometricamente equivalente à de analito.

Cálculo estequiométrico em titulação ácido-base 1:1

No ponto estequiométrico de neutralização monoprótica, aplica-se M_ácido * V_ácido = M_base * V_base.

Fórmula mínima (ou empírica)

Expressa a menor proporção inteira em mols entre os elementos constituintes de um composto químico.

Fórmula molecular a partir da fórmula mínima

Determinada dividindo a massa molar real do composto pela massa molar da sua fórmula mínima empírica.

Efeito da temperatura sobre a molaridade

Como o volume da solução sofre expansão ou contração térmica, a molaridade varia levemente conforme a temperatura se altera.

Normalidade (N)

Unidade de concentração antiga baseada no número de equivalentes-grama de soluto por litro de solução: N = M * fator de equivalência.