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  1. 1. ESTEQUIOMÉTRICOS Parte 1
  2. 2. Definição Etimologia Massa atômica Massa molecular Conceitos fundamentais Mol Constante de Avogadro Cálculos Volume MolarEstequiométricos Leis das combinações Métodos químicas Regras Massa X Massa Resolução Massa X Molécula Tipos Mol X Mol Mol X Massa Grandeza X Volume
  3. 3. CÁLCULOS ESTEQUIOMÉTRICOS Definição: Cálculos estequiométricos são cálculos quepermitem prever, a quantidade de produtosque podem ser obtidos a partir de uma certaquantidade de reagentes consumidos, emuma reação química, ou seja são aplicadasas leis das combinações químicas às reações.
  4. 4. Cálculos que possibilitam prever, a quantidade de Definição produtos obtidos a partir da quantidade de reagentes consumidos, em uma reação química. CálculosEstequiométricos
  5. 5. CÁLCULOS ESTEQUIOMÉTRICOS Etimologia: A palavra estequiometria, no grego,significa medida das partes mais simples. Essas quantidades podem ser expressasde diversas maneiras: massa, volume,quantidade de matéria (mol), número demoléculas.
  6. 6. Cálculos que possibilitam prever, a quantidade de Definição produtos obtidos a partir da quantidade de reagentes consumidos, em uma reação química. Origem grego Medida das partes mais Etimologia simples significado Medida das partes mais simples CálculosEstequiométricos
  7. 7. CONCEITOS FUNDAMENTAISMassa atômicaMassa molecularMolConstante de AvogadroVolume Molar
  8. 8. MASSA ATÔMICA Massa atômica (MA) é um número queindica quantas vezes um átomo de umdeterminado elemento químico é maispesado que 1/12 do isótopo do carbono 12. Átomo Padrão: 6C12 O carbono-12 foi escolhido referência pois sua massa atômica podia ser medida de maneira bastante precisa.
  9. 9. RELEMBRANDO... Os isótopos são átomos de um mesmoelemento químico que possuem o mesmonúmero atômico(Z) e diferentes números demassa(A). Na tabela periódica encontramos onúmero de massa(A) dos elementos, que éum número inteiro, positivo e sem unidade,pois representa a soma do número deprótons e nêutrons (A = p+n).
  10. 10. MASSA ATÔMICA1 /12 do átomo padrão = 1 umaUnidade da massa atômica: u.m.a
  11. 11. Cálculos que possibilitam prever, a quantidade de Definição produtos obtidos a partir da quantidade de reagentes consumidos, em uma reação química. Origem grego Medida das partes mais Etimologia simples significado Medida das partes mais simples Massa atômica Cálculos Conceitos fundamentaisEstequiométricos
  12. 12. Definição Número de vezes que um átomo de um elemento químico é mais pesado que 1/12 do isótopo do carbono 12 Unidade u.m.a Padrão 6 C12Massa atômica
  13. 13. MASSA ATÔMICA Exemplo: Quando dizemos que a massa atômica doátomo de 32S é igual a 32 u, concluímos que: – a massa atômica de um átomo de 32S éigual a 32 vezes a massa de 1/12 do átomo de12 C.
  14. 14. Definição Número de vezes que um átomo de um elemento químico é mais pesado que 1/12 do isótopo do carbono 12 Unidade u.m.a Padrão 6 C12Massa atômica Exemplo massa atômica de 32S é igual a 32u, ou seja, 32 vezes a massa de 1/12 do átomo de 12C
  15. 15. CÁLCULO DA MASSA ATÔMICA A maioria dos elementos apresentaisótopos. A massa atômica de um elemento édada pela média ponderada das massasisotópicas. Sendo assim, a massa atômica de umelemento hipotético A, constituído dos isótoposnaturais A1, A2, ...., An, pode ser calculada por:
  16. 16. Definição Número de vezes que um átomo de um elemento químico é mais pesado que 1/12 do isótopo do carbono 12 Unidade u.m.a Padrão 6 C12Massa atômica Exemplo massa atômica de 32S é igual a 32u, ou seja, 32 vezes a massa de 1/12 do átomo de 12C Fórmula É a média ponderada das massas isotópicas Cálculo ExemploO antigo slide era essecom o exemplo docálculo, mas a Marcelatirou o exemplo porquedeve ter consideradodesnecessário
  17. 17. Definição Número de vezes que um átomo de um elemento químico é mais pesado que 1/12 do isótopo do carbono 12 Unidade u.m.a Padrão 6 C12Massa atômica Exemplo massa atômica de 32S é igual a 32u, ou seja, 32 vezes a massa de 1/12 do átomo de 12C Cálculo Média ponderada das massas isotópicas
  18. 18. CÁLCULO DA MASSA ATÔMICA O cloro, por exemplo, é constituído poruma mistura de 2 isótopos de massasatômicas, respectivamente, 35 e 37. A massa atômica do cloro é dada pelamédia ponderada das massas isotópicas:
  19. 19. CÁLCULO DA MASSA ATÔMICA Quando dizemos que a massa atômica doelemento cloro é 35,5 u, concluímos que:  cada átomo do elemento cloro pesa emmédia 35,5 u;  cada átomo do elemento cloro pesa emmédia 35,5 vezes mais que 1/12 da massa doC12
  20. 20. VAMOS EXERCITAR? Um elemento teórico é formado por dois isótoposA e B. A tabela a seguir indica a composiçãoisotópica do elemento. Sabendo-se que o elementopossui massa atômica igual a 106 u, pode-seafirmar que: a) x = 70. b) y = 70. c) x = 50. d) y = 10. e) x = 75.
  21. 21. VAMOS EXERCITAR? Um elemento teórico é formado por dois isótoposA e B. A tabela a seguir indica a composiçãoisotópica do elemento. Sabendo-se que o elementopossui massa atômica igual a 106 u, pode-seafirmar que: a) x = 70. b) y = 70. c) x = 50. d) y = 10. e) x = 75.
  22. 22. RESPOSTAAplicando a fórmula temos:106 = 100X + 120(100-X) 100106 x 100= 100X + 120000-120X10600 = -20X +1200020X = 1400a) X = 70.
  23. 23. AGORA É SUA VEZ! (Fuvest) O carbono ocorre na naturezacomo uma mistura de átomos dos quais98,90% são 12C e 1,10% são 13C. a) Explique o significado dasrepresentações 12C e 13C. b) Com esses dados, calcule a massaatômica do carbono natural. Dados: massas atômicas: 12C=12,000; 13C=13,003
  24. 24. AGORA É SUA VEZ! (Fuvest) O carbono ocorre na naturezacomo uma mistura de átomos dos quais98,90% são 12C e 1,10% são 13C. a) Explique o significado dasrepresentações 12C e 13C. b) Com esses dados, calcule a massaatômica do carbono natural. Dados: massas atômicas: 12C=12,000; 13C=13,003
  25. 25. RESPOSTA a) Isótopos do elemento químico carbono denúmeros de massa 12 e 13. b)Aplicando a fórmula temos: M.A = 12 x 98,90 + 13,003 x 1,10 = 100 M.A = 1186,8 + 14,3033 = 12,01 u 100
  26. 26. MASSA MOLECULAR A massa molecular (MM) é a soma dasmassas atômicas dos átomos que compõemuma molécula. Exemplo: Em uma molécula de água (H2O) ,teremos: H = 1u , como são dois hidrogênios = 2u O = 16u H2O = 2u + 16u = 18u
  27. 27. Cálculos que possibilitam prever, a quantidade de Definição produtos obtidos a partir da quantidade de reagentes consumidos, em uma reação química. Stoicheia (partes mais simples) Origem grego Etimologia Metreim (medida) significado Medida das partes mais simples Massa atômica Soma das massas atômicas Massa molecular dos átomos que compõem Conceitos uma molécula Cálculos fundamentaisEstequiométricos
  28. 28. VAMOS EXERCITAR (UEL-PR) Assinale a opção que apresentaas massas moleculares dos seguintescompostos: C6H12O6, Ca3(PO4)2 e Ca(OH)2,respectivamente: Dados: H = 1 u; C = 12 u; O = 16 u; Ca =40 u; P = 31 u. a) 180, 310 e 74. b) 150, 340 e 73. c) 180, 150 e 74. d) 200, 214 e 58. e) 180, 310 e 55.
  29. 29. VAMOS EXERCITAR (UEL-PR) Assinale a opção que apresentaas massas moleculares dos seguintescompostos: C6H12O6, Ca3(PO4)2 e Ca(OH)2,respectivamente: Dados: H = 1 u; C = 12 u; O = 16 u; Ca =40 u; P = 31 u. a) 180, 310 e 74. b) 150, 340 e 73. c) 180, 150 e 74. d) 200, 214 e 58. e) 180, 310 e 55.
  30. 30. RESPOSTAC6H12O6  6 x 12u + 12 x 1u + 6 x 16u = 72 + 12 + 96 = 180uCa3(PO4)2  3 x 40u + 2 x 31u + 8 x 16u = 120 + 62 + 128 = 310uCa(OH)2  40u + 2 x 16u + 2x 1u =40 + 32 + 2 = 74ua) 180, 310 e 74.
  31. 31. AGORA É SUA VEZ! (U. ANÁPOLIS-GO) Um composto Al2(XO4)3apresenta uma massa molecular igual a 342u. Determine a massa atômica do elemento“X”. Dados: O = 16 u.; Al = 27 u. a) 8 u. b) 16 u. c) 32 u. d) 48 u. e) 96 u.
  32. 32. AGORA É SUA VEZ! (U. ANÁPOLIS-GO) Um composto Al2(XO4)3apresenta uma massa molecular igual a 342u. Determine a massa atômica do elemento“X”. Dados: O = 16 u.; Al = 27 u. a) 8 u. b) 16 u. c) 32 u. d) 48 u. e) 96 u.
  33. 33. RESPOSTAAl2(XO4)3342 = 2 x 27u + 3X + 12 x 16u3X = -(54 + 192) + 3423X = 342- 246X = 96 3X = 32uc) 32 u.
  34. 34. MOL Definição: Mol é a unidade (SI) queexpressa a quantidade de matéria de umsistema (que contém tantas partículasquantos átomos existem em 0,0012kg de12C).
  35. 35. Cálculos que possibilitam prever, a quantidade de Definição produtos obtidos a partir da quantidade de reagentes consumidos, em uma reação química. Stoicheia (partes mais simples) Origem grego Etimologia Metreim (medida) significado Medida das partes mais simples Massa atômica Massa molecular Conceitos Cálculos fundamentais MolEstequiométricos
  36. 36. Definição Unidade que expressa a quantidade de matéria de um sistema Unidade molMol
  37. 37. MOL Massa molar: É a massa, em gramas, deum mol da substância. Podemos utilizar a fórmula: m = massa da amostra (g) M = massa molar (g/mol) Logo, n = número de mol (mol)
  38. 38. Definição Unidade que expressa a quantidade de matéria de um sistemaMol Unidade mol Massa de um mol definição em gramas Massa Massa molar m = massa da amostra (g) Cálculo M = massa molar (g/mol) n = número de mol (mol)
  39. 39. MOL Exemplo: A quantidade da matéria que correspondea 20g de H2SO4 é:
  40. 40. VAMOS EXERCITAR (MACK-SP) Um copo contém 90g de água e17,1g de sacarose. Indique a quantidade dematéria total contida no copo. Dados: massa molar da água = 18 g/mol emassa molar da sacarose= 342 g/mol. a) 9,71 mol b) 5,05mol c) 0,05mol d) 3,42mol e) 9,05 mol
  41. 41. VAMOS EXERCITAR (MACK-SP) Um copo contém 90g de água e17,1g de sacarose. Indique a quantidade dematéria total contida no copo. Dados: massa molar da água = 18 g/mol emassa molar da sacarose= 342 g/mol. a) 9,71 mol b) 5,05mol c) 0,05mol d) 3,42mol e) 9,05 mol
  42. 42. RESPOSTA água  n = 90g = 5 moln=m 18g/mol M Sacarose  n= 17,1 g = 0,05 mol 342 g/mol Quantidade de matéria total: 5mol + 0,05 mol = 5,05 mol a) 4 × 1028 b) 6 × 1023 c) 1 × 103 d) 7 × 104
  43. 43. AGORA É SUA VEZ! (UERJ – 2003) Toda a matéria orgânica ouinorgânica é constituída por átomos e a massa dosátomos é praticamente igual à massa do núcleoatômico. Baseando-se no conceito de massa molar, onúmero de prótons e nêutrons existentes em umindivíduo adulto de 70 kg pode ser estimado em: Dado: 1 g de matéria = 6,0 x 1023u a) 4 × 1028 b) 6 × 1023 c) 1 × 103 d) 7 × 104
  44. 44. AGORA É SUA VEZ! (UERJ – 2003) Toda a matéria orgânica ouinorgânica é constituída por átomos e a massa dosátomos é praticamente igual à massa do núcleoatômico. Baseando-se no conceito de massa molar, onúmero de prótons e nêutrons existentes em umindivíduo adulto de 70 kg pode ser estimado em: Dado: 1 g de matéria = 6,0 x 1023u a) 4 × 1028 b) 6 × 1023 c) 1 × 103 d) 7 × 104
  45. 45. RESPOSTA Passando 70 kg para g = 70000g 1 g ---- 6,0 x 102370000 g ---- XX = 4,2.1028a) 4 × 1028b) 6 × 1023c) 1 × 103d) 7 × 104
  46. 46. CONSTANTE DE AVOGADRO Definição: é uma constante físicafundamental que representa um mol deentidades elementares (significando átomos,moléculas, íons, elétrons, outras partículas,ou grupos específicos de tais partículas).Formalmente, a constante de Avogadro édefinida como o número de átomos decarbono-12 em 12 gramas (0,012 kg) decarbono-12, o que é aproximadamente iguala 6,02 × 1023.
  47. 47. Cálculos que possibilitam prever, a quantidade de Definição produtos obtidos a partir da quantidade de reagentes consumidos, em uma reação química. Stoicheia (partes mais simples) Origem grego Etimologia Metreim (medida) significado Medida das partes mais simples Massa atômica Massa molecular Conceitos fundamentais Mol CálculosEstequiométricos Constante de Avogadro
  48. 48. Definição constante física que representa um mol de entidades elementaresConstante de Avogadro Valor 6,02 x 1023
  49. 49. CONSTANTE DE AVOGADRO A constante de Avogadro é proveniente dos estudos de Amedeo Avogadro (1786- 1856), este cientista estudava os gases quando enunciou uma hipótese, mais tarde suas pesquisas foram reconhecidas surgindo a constante de Avogadro, que recebeu esse nome em sua homenagem.
  50. 50. Definição constante física que representa um mol de entidades elementaresConstante de Avogadro Valor 6,02 x 1023 Origem proveniente dos estudos de Amedeo Avogadro, cientista estudava os gases.
  51. 51. CONSTANTE DE AVOGADRO Exemplo: Cálculo da quantidade de átomos em 50gramas de Sódio (Na). Massa atômica do Sódio = 23 g Estabelecendo uma relação com o númerode Avogadro temos: 1 mol de Na = 23 g = 6,02 x 1023
  52. 52. CONSTANTE DE AVOGADRO Pela regra de três teremos: Em 23 g (Na) têm-se 6,02 x 1023 átomos.Então em 50 g teremos X átomos. Calculando: 23 — 6,02 x 1023 50 — X = 50 • 6,02 x 1023 X = 13,08 x 1023 átomos de Sódio (Na)
  53. 53. VAMOS EXERCITAR (Cesgranrio) Um frasco contém umamistura de 16 gramas de oxigênio e 55gramas de gás carbônico. O número total demoléculas dos 2 gases no frasco é de: Dadas as massas atômicas: C = 12 O = 16 a)1,05 x 1022. b) 1,05 x 1023. c) 1,05 x 1024. d) 1,35 x 1024. e) 1,35 x 1023.
  54. 54. VAMOS EXERCITAR (Cesgranrio) Um frasco contém umamistura de 16 gramas de oxigênio e 55gramas de gás carbônico. O número total demoléculas dos 2 gases no frasco é de: Dadas as massas atômicas: C = 12 O = 16 a)1,05 x 1022. b) 1,05 x 1023. c) 1,05 x 1024. d) 1,35 x 1024. e) 1,35 x 1023.
  55. 55. RESPOSTACO2  12u + 2 x 16u = 44uO2  2x 16u = 32u Somando: 1,25 mol + 0,50 mol = 1,75 mol1mol de CO2---- 44g 1mol ----- 6,02 x 10 23 X ----- 55g 1,75 mol -----Y X = 1,25 mol Y = 1,05 x 10 241mol de O2---- 32g c) 1,05 x 1024. Y-----16g Y = 0,50 mol
  56. 56. AGORA É SUA VEZ! (UERJ 2003) Quatro frascos - I, II, III e IV -contêm oxigênio molecular nas condiçõesnormais. A quantidade de substância contidaem cada um está representada nos rótulostranscritos a seguir:
  57. 57. AGORA É SUA VEZ! (UERJ 2003) Quatro frascos - I, II, III e IV -contêm oxigênio molecular nas condiçõesnormais. A quantidade de substância contidaem cada um está representada nos rótulostranscritos a seguir:
  58. 58. O frasco que contém o maior número deátomos de oxigênio é o de número: a) I b) II c) III d) IV
  59. 59. O frasco que contém o maior número deátomos de oxigênio é o de número: a) I b) II c) III d) IV
  60. 60. RESPOSTAI- 3,0 x 10 23II- 1 mol --- 6,02 x 10 23III- 32g----- 1,02 x 10 23 16g----- X = 3,01 x 10 23IV- 22,4L----- 6,02 x 10 23 5,6 L----- Y= 1,5 x 10 23b) II
  61. 61. VOLUME MOLAR Definição: Volume molar é o volume fixo determinadoa partir de observações experimentais, emque foi constatado que um mol de moléculasde qualquer substância gasosa, nascondições normais de temperatura e pressão,CNTP (0º e 1 atm), ocupa um volumeconstante de 22, 4 L.
  62. 62. Cálculos que possibilitam prever, a quantidade de Definição produtos obtidos a partir da quantidade de reagentes consumidos, em uma reação química. Estequiometria vem do grego stoicheia (partes mais Etimologia simples) e metreim (medida), ou seja, medida das partes mais simples. Massa atômica Massa molecular Conceitos fundamentais Mol Constante de Avogadro Cálculos Volume MolarEstequiométricos
  63. 63. Volume fixo que um mol de moléculas de qualquer DefiniçãoVolume Molar substância gasosa, nas CNTP (0º e 1 atm), ocupa. Valor 22, 4 L
  64. 64. VAMOS EXERCITAR Calcule o volume de H2 (g), liberado nasCNTP quando 80 mg de cálcio reagemcompletamente com água. Dado: Volume molar (CNTP) = 22,7 L/mol Ca + 2 H2O  Ca(OH)2 + H2
  65. 65. VAMOS EXERCITAR Calcule o volume de H2(g), liberado nasCNTP quando 80 mg de cálcio reagemcompletamente com água. Dado: Volume molar (CNTP) = 22,7 L/mol Ca + 2 H2O  Ca(OH)2 + H2
  66. 66. RESPOSTAPassando 80 mg para gramas = 0,08gCa + 2 H2O  Ca(OH)2 + H240g 22,7 L0,08g X40g ---- 22,7 L0,08g ---- XX= 4.10-3
  67. 67. AGORA É SUA VEZ! (FEI-SP) Uma residência consumiu no ano2000, entre os meses de janeiro e março, 1,6 kgde gás natural. O volume consumido, emmetros cúbicos (m3) medido nas CNTP,considerando o gás natural como metano (CH4)puro, é: (H = 1, C = 12, volume molar nas CNTP22,4 L/mol) a) 2,24 b) 22,4 c) 44,8 d) 4,48 e) 2,48
  68. 68. AGORA É SUA VEZ! (FEI-SP) Uma residência consumiu no ano2000, entre os meses de janeiro e março, 1,6 kgde gás natural. O volume consumido, emmetros cúbicos (m3) medido nas CNTP,considerando o gás natural como metano (CH4)puro, é: (H = 1, C = 12, volume molar nas CNTP22,4 L/mol) a) 2,24 b) 22,4 c) 44,8 d) 4,48 e) 2,48
  69. 69. RESPOSTACH4  12u + 4 x 1u = 16 u1 mol de CH4 = 16 g16g ----- 22,4 L 1L ---- 10-3 m31600g ----- X 2240L ---- YX = 2240L Y = 2,24 m3 a) 2,24
  70. 70. LEI DAS COMBINAÇÕES QUÍMICAS Leis ponderais: -Lei da conservação da massa ou Lei deLavoisier -Lei das proporções constantes ou Lei deProust  Leis volumétricas: -Lei de Gay-Lussac -Lei ou hipótese de Avogadro
  71. 71. LEI DA CONSERVAÇÃO DA MASSA (LAVOISIER) “Em um sistema, a massa total dosreagentes é igual à massa total dosprodutos”. Veja o exemplo: A + B  AB 2g 5g 7g
  72. 72. Cálculos que possibilitam prever, a quantidade de Definição produtos obtidos a partir da quantidade de reagentes consumidos, em uma reação química. Estequiometria vem do grego stoicheia (partes mais Etimologia simples) e metreim (medida), ou seja, medida das partes mais simples. Massa atômica Massa molecular Conceitos fundamentais Mol Constante de Avogadro Cálculos Volume MolarEstequiométricos Leis das combinações Métodos químicas
  73. 73. Em um sistema, a massa Lei de conservação da total dos reagentes é igual à massa (Lavoisier) massa total dos produtos Leis ponderais Leis dascombinações químicas
  74. 74. VAMOS EXERCITAR Dada a seguinte reação de combustão doetanol: C2H6O + 3 O2  2 CO2 + 3 H2O De acordo com a estequiometria da reação,10g de etanol reagem com certa massa deoxigênio, produzindo 19g de gás carbônico e12g de água. Pode-se afirmar que a massade oxigênio necessária para reagircompletamente com todo o álcool usado é de:
  75. 75. VAMOS EXERCITAR Dada a seguinte reação de combustão doetanol: C2H6O + 3 O2  2 CO2 + 3 H2O De acordo com a estequiometria da reação,10g de etanol reagem com certa massa deoxigênio, produzindo 19g de gás carbônico e12g de água. Pode-se afirmar que a massade oxigênio necessária para reagircompletamente com todo o álcool usado é de:
  76. 76. a) 12g.b) 18g.c) 21g.d) 32g.e) 64g.
  77. 77. RESPOSTAC2H6O  2 x 12 + 6x 1 + 16= 46uO2  2x 16 = 32u46g --- 96g (9 + 12 )10g --- X 10 + Y = 31X= 960 = 20,87 Y = 31-10 46 Y= 21 c) 21g.
  78. 78. AGORA É SUA VEZ! (UFMG-MG) Em um experimento, soluçõesaquosas de nitrato de prata, AgNO3, e decloreto de sódio, NaCl, reagem entre si eformam cloreto de prata, AgCl, sólido brancoinsolúvel, e nitrato de sódio, NaNO3, salsolúvel em água. A massa desses reagentes ea de seus produtos estão apresentadas nestequadro:
  79. 79. AGORA É SUA VEZ! (UFMG-MG) Em um experimento, soluçõesaquosas de nitrato de prata, AgNO3, e decloreto de sódio, NaCl, reagem entre si eformam cloreto de prata, AgCl, sólido brancoinsolúvel, e nitrato de sódio, NaNO3, salsolúvel em água. A massa desses reagentes ea de seus produtos estão apresentadas nestequadro:
  80. 80. Considere que a reação foi completa e quenão há reagentes em excesso. Assim sendo, é CORRETO afirmar que X,ou seja, a massa de cloreto de prataproduzida é: a) 0,585 g. b) 1,434 g. c) 1,699 g. d) 2,284 g. e) 2,866 g.
  81. 81. Considere que a reação foi completa e quenão há reagentes em excesso. Assim sendo, é CORRETO afirmar que X,ou seja, a massa de cloreto de prataproduzida é: a) 0,585 g. b) 1,434 g. c) 1,699 g. d) 2,284 g. e) 2,866 g.
  82. 82. RESPOSTAAgNO3 + NaCl  AgCl + NaNO31,699 0,585 X 0,850X= 1,434ga) 0,585 g.b) 1,434 g.c) 1,699 g.d) 2,284 g.e) 2,866 g.
  83. 83. LEI DAS PROPORÇÕES CONSTANTES (PROUST) “ Toda substânciaapresenta uma proporçãoconstante em massa, nasua composição, e aproporção na qual assubstâncias reagem e seformam é constante”.
  84. 84. LEI DAS PROPORÇÕES CONSTANTES (PROUST) Veja o exemplo: A + B  AB 2g 5g 7g 4g 10g 14g Com a Lei de Proust podemos prever asquantidades das substâncias queparticiparão de uma reação química.
  85. 85. Em um sistema, a massa Lei de conservação da total dos reagentes é igual à massa (Lavoisier) massa total dos produtos Leis ponderais Toda substância apresenta Lei das proporções uma proporção constante em constantes (Proust) sua massa e a proporção na qual as substâncias reagem e se formam é constante. Leis dascombinações químicas
  86. 86. VAMOS EXERCITAR (Covest-2000) O etanol é obtido dasacarose por fermentação conforme aequação: Determine a massa de etanol obtida pelafermentação de 171g de sacarose. As massasmolares da sacarose e do etanol são,respectivamente, 342 g e 46 g.
  87. 87. VAMOS EXERCITAR (Covest-2000) O etanol é obtido dasacarose por fermentação conforme aequação: Determine a massa de etanol obtida pelafermentação de 171g de sacarose. As massasmolares da sacarose e do etanol são,respectivamente, 342 g e 46 g.
  88. 88. RESPOSTA C12H22O11 + H2O  4C2H5OH + 4CO2 342g 46g 171g X342g ---- 46g Dados:171g ---- X M.M(sacarose)= 342g/molX= 92g M.M(etanol)= 46g/mol
  89. 89. AGORA É SUA VEZ! (Covest-2009) A decomposição docarbonato de cálcio, por aquecimento, produzóxido de cálcio e dióxido de carbono. A partirde 100 g de carbonato de cálcio, e sabendo-seas massas molares: Ca(40 g/mol), C(12g/mol) e O (16 g/mol), é correto afirmar que:
  90. 90. AGORA É SUA VEZ! (Covest-2009) A decomposição docarbonato de cálcio, por aquecimento, produzóxido de cálcio e dióxido de carbono. A partirde 100 g de carbonato de cálcio, e sabendo-seas massas molares: Ca(40 g/mol), C(12g/mol) e O (16 g/mol), é correto afirmar que:
  91. 91. a) pode-se obter no máximo 40 g de óxidode cálcio. b) se tivermos este sistema em equilíbrio,o mesmo será deslocado no sentido deprodutos, caso aumentemos a pressão sobreo mesmo. c) pode-se obter no máximo 1 mol dedióxido de carbono. d) pode-se obter no máximo 200 g deprodutos. e) se forem consumidos 50 g de carbonatode cálcio, serão produzidos 1 mol de óxidode cálcio.
  92. 92. a) pode-se obter no máximo 40 g de óxidode cálcio. b) se tivermos este sistema em equilíbrio,o mesmo será deslocado no sentido deprodutos, caso aumentemos a pressão sobreo mesmo. c) pode-se obter no máximo 1 mol dedióxido de carbono. d) pode-se obter no máximo 200 g deprodutos. e) se forem consumidos 50 g de carbonatode cálcio, serão produzidos 1 mol de óxidode cálcio.
  93. 93. RESPOSTA CaCO3 (s)  CaO (s) + CO2 (g) 100g 56g 44g 1 mol 1 mol 1 mol c) pode-se obter no máximo 1 molde dióxido de carbono.
  94. 94. LEI DE GAY-LUSSAC “Os volumes de todas as substânciasgasosas envolvidas em um processo químicoestão entre si em uma relação de númerosinteiros e simples, desde que medidos àmesma temperatura e pressão”. Veja o exemplo: 1 L de H2 + 1 L de Cl2  2 L de HCl relação de números inteiros e simples:1:1:2
  95. 95. LEI DE GAY-LUSSAC Cabe aqui observar que nem sempre asoma dos volumes dos reagentes é igual àdos produtos. Isso quer dizer que não existelei de conservação de volume, como ocorrecom a massa. Veja o exemplo: 10 L de H2 + 5 L de O2  10 L de H2O relação de números inteiros e simples:10:5:10, que pode ser simplificada por 2:1:2
  96. 96. Em um sistema, a massa Lei de conservação da total dos reagentes é igual à massa (Lavoisier) massa total dos produtos Leis ponderais Toda substância apresenta Lei das proporções uma proporção constante em constantes (Proust) sua massa e a proporção na qual as substâncias reagem e se formam é constante. Leis dascombinações químicas Os volumes de todos os gases envolvidos em um processo químico estão entre si em Lei Gay Lussac uma relação de números inteiros e simples, se Leis estiverem nas CNTP. volumétricas
  97. 97. VAMOS EXERCITAR (UNIFOR CE/2007) A Lei de Gay-Lussacestabelece que, quando gases reagem entresi, à temperatura e pressão constantes, seusvolumes de combinação relacionam-se, entresi, na razão de números inteiros. É assimque, para a formação de amônia gasosa a500ºC, os volumes de hidrogênio enitrogênio que reagem, guardam, entre si,uma relação igual a
  98. 98. VAMOS EXERCITAR (UNIFOR CE/2007) A Lei de Gay-Lussacestabelece que, quando gases reagem entresi, à temperatura e pressão constantes, seusvolumes de combinação relacionam-se, entresi, na razão de números inteiros. É assimque, para a formação de amônia gasosa a500ºC, os volumes de hidrogênio enitrogênio que reagem, guardam, entre si,uma relação igual a
  99. 99. a)1/2b)2/1c)3/1d)3/2e)1/1
  100. 100. RESPOSTA 1N2 + 3NH3  2 NH3a)1/2b)2/1c)3/1d)3/2e)1/1
  101. 101. AGORA É SUA VEZ! (UNI-RO/2010) Verifica-se, experimentalmente, que, nareação entre os gases hidrogênio e oxigênio,em condições de temperatura e pressãoconstantes, 6 mL de gás hidrogênio sãoconsumidos ao reagirem com 3 mL deoxigênio, produzindo 6 mL de vapor de água.Sobre essa reação, pode-se afirmar:
  102. 102. AGORA É SUA VEZ! (UNI-RO/2010) Verifica-se, experimentalmente, que, nareação entre os gases hidrogênio e oxigênio,em condições de temperatura e pressãoconstantes, 6 mL de gás hidrogênio sãoconsumidos ao reagirem com 3 mL deoxigênio, produzindo 6 mL de vapor de água.Sobre essa reação, pode-se afirmar:
  103. 103. a) Durante a reação houve uma contração devolume igual a 1/3 do volume inicial. b) A proporção volumétrica é 1:2:1, pois coincidecom os coeficientes da equação da reação. c) O volume de gás oxigênio necessário parareagir com 25 L de hidrogênio é 50 L. d) Essa reação não obedece à lei dascombinações dos volumes gasosos. e) Nas condições propostas, os volumes dosreagentes e produtos não podem ser determinados.
  104. 104. a) Durante a reação houve uma contração devolume igual a 1/3 do volume inicial. b) A proporção volumétrica é 1:2:1, poiscoincide com os coeficientes da equação dareação. c) O volume de gás oxigênio necessário parareagir com 25 L de hidrogênio é 50 L. d) Essa reação não obedece à lei dascombinações dos volumes gasosos. e) Nas condições propostas, os volumes dosreagentes e produtos não podem serdeterminados.
  105. 105. RESPOSTA 2 H2 + O2  2H2O 2 x 22400 mL 2 x 22400 mL 6mL 3mL 6mL 9/3 = 3a) Durante a reação houve uma contração 9-3= 6mLde volume igual a 1/3 do volume inicial.
  106. 106. LEI OU HIPÓTESE DE AVOGADRO “Volumes iguais de gases diferentes possuem o mesmo número de moléculas, desde que mantidos nas mesmas condições de temperatura e pressão”.
  107. 107. LEI OU HIPÓTESE DE AVOGADRO Para melhor entender a Lei de Gay-Lussac, o italiano Amedeo Avogadrointroduziu o conceito de moléculas,explicando por que a relação dos volumes édada por números inteiros. Dessa forma foiestabelecido o enunciado do volume molar.
  108. 108. LEI OU HIPÓTESE DE AVOGADROExemplo:
  109. 109. Em um sistema, a massa Lei de conservação da total dos reagentes é igual à massa (Lavoisier) massa total dos produtos Leis ponderais Toda substância apresenta Lei das proporções uma proporção constante em constantes (Proust) sua massa e a proporção na qual as substâncias reagem e se formam é constante. Leis dascombinações químicas Os volumes de todos os gases envolvidos em um processo químico estão entre si em Lei Gay Lussac uma relação de números inteiros e simples, se Leis estiverem nas CNTP. volumétricas Volumes iguais de gases diferentes possuem o mesmo Lei de Avogadro número de moléculas, desde que mantidos CNTP
  110. 110. VAMOS EXERCITAR(UFES-ES) Três balõesH2, N2 e O2, conforme ilustrado abaixo:
  111. 111. VAMOS EXERCITAR(UFES-ES) Três balõesH2, N2 e O2, conforme ilustrado abaixo:
  112. 112. Considerando-se que os gases estão sobpressão de 1 atm e à mesma temperatura,assinale a alternativa com o número possívelde moléculas de H2, N2 e O2 contidas nosbalões: a) 2.1023, 7.1023 e 8.1023 b) 1.1023, 14.1023 e 16.1023 c) 2.1023, 2.1023 e 2.1023 d) 2.1023, 28.1023 e 32.1023 e) 2.1023, 32.1023 e 32.1023
  113. 113. Considerando-se que os gases estão sobpressão de 1 atm e à mesma temperatura,assinale a alternativa com o número possívelde moléculas de H2, N2 e O2 contidas nosbalões: a) 2.1023, 7.1023 e 8.1023 b) 1.1023, 14.1023 e 16.1023 c) 2.1023, 2.1023 e 2.1023 d) 2.1023, 28.1023 e 32.1023 e) 2.1023, 32.1023 e 32.1023
  114. 114. RESPOSTAa) 2.1023, 7.1023 e 8.1023b) 1.1023, 14.1023 e 16.1023c) 2.1023, 2.1023 e 2.1023d) 2.1023, 28.1023 e 32.1023e) 2.1023, 32.1023 e 32.1023
  115. 115. AGORA É SUA VEZ! (UNIFESP-SP) Considere recipientes comos seguintes volumes de substânciasgasosas, nas mesmas condições de pressão etemperatura.
  116. 116. AGORA É SUA VEZ! (UNIFESP-SP) Considere recipientes comos seguintes volumes de substânciasgasosas, nas mesmas condições de pressão etemperatura.
  117. 117. Com base no Princípio de Avogadro("Volumes iguais de gases quaisquer,mantidos nas mesmas condições detemperatura e pressão, contêm o mesmonúmero de moléculas."), é possível afirmarque o número total de átomos é igual nosrecipientes que contêm: a) CO e CO2. b) CO e O2. c) CO e C2H4. d) CO2 e O2.
  118. 118. Com base no Princípio de Avogadro("Volumes iguais de gases quaisquer,mantidos nas mesmas condições detemperatura e pressão, contêm o mesmonúmero de moléculas."), é possível afirmarque o número total de átomos é igual nosrecipientes que contêm: a) CO e CO2. b) CO e O2. c) CO e C2H4. d) CO2 e O2.
  119. 119. RESPOSTACO  2 átomos V = 20 LO2  2 átomos V = 10 LCO2  3 átomos V = 20 LC2H4  6 átomos V= 10 L e) CO2 e C2H4.
  120. 120. RESOLUÇÃO DOS CÁLCULOS Para resolver exercícios de cálculosestequiométricos, devem ser obedecidos osseguintes passos: 1º) Equaciona-se e ajusta-se a reaçãoquímica. 2º) Sublinham-se as substâncias envolvidasnos dados e perguntas do problema.
  121. 121. Cálculos que possibilitam prever, a quantidade de Definição produtos obtidos a partir da quantidade de reagentes consumidos, em uma reação química. Estequiometria vem do grego stoicheia (partes mais Etimologia simples) e metreim (medida), ou seja, medida das partes mais simples. Massa atômica Massa molecular Conceitos fundamentais Mol Constante de Avogadro Cálculos Volume MolarEstequiométricos Leis das combinações Métodos químicas Regras Resolução
  122. 122. 1º) Equaciona-se e ajusta-se a reação química 2°) Sublinham-se, as substâncias envolvidas nos dados e perguntas do problemaRegras
  123. 123. RESOLUÇÃO DOS CÁLCULOS3º) Abaixo das fórmulas, escrevem-se os dadosestequiométricos correspondentes àsunidades dos dados (mol, gramas, número deátomos ou moléculas, volume molar).4º) Abaixo dos dados estequiométricos,escrevem-se os dados do problema,estabelecendo-se assim a regra de três.5º) Resolve-se a regra de três.
  124. 124. 1º) Equaciona-se e ajusta-se a reação química 2°) Sublinham-se as substâncias envolvidas nos dados e perguntas do problemaRegras 3°) Abaixo das fórmulas, escrevem-se os dados correspondentes às unidades 4º) Abaixo dos dados estequiométricos, escrevem- se os dados do problema, estabelecendo-se assim a regra de três. 5º) Resolve-se a regra de três
  125. 125. TIPOS DE CÁLCULOS1) Relacionando grandezas e volumeMassa X VolumeMassa X Moléculas(ou átomos)Mol X MolMol X MoléculasMol X Massa
  126. 126. Cálculos que possibilitam prever, a quantidade de Definição produtos obtidos a partir da quantidade de reagentes consumidos, em uma reação química. Estequiometria vem do grego stoicheia (partes mais Etimologia simples) e metreim (medida), ou seja, medida das partes mais simples. Massa atômica Massa molecular Conceitos fundamentais Mol Constante de Avogadro Cálculos Volume MolarEstequiométricos Leis das combinações Métodos químicas Regras Resolução Tipos
  127. 127. MASSA X VOLUME Na reação gasosa N2 + H2  NH3, qual ovolume de NH3 obtido nas CNTP, quando sereagem totalmente 18g de H2? 1. Acerte os coeficientes da equação: 1N2 +3H22NH3.
  128. 128. Coloquei o passo 2
  129. 129. MASSA X VOLUME 2. Sublinhe os dados fornecidos esolicitados pelo problema. Na reação gasosa N2 + H2  NH3, qual ovolume de NH3 obtido nas CNTP, quando sereagem totalmente 18g de H2?
  130. 130. MASSA X VOLUME 3. Veja os dados informados (18g de H2) e oque está sendo solicitado (volume de NH3 nasCNTP) e 4. escreva os dadosestequiométricos correspondentes àsunidades e estabeleça uma regra de três. 3H2- - - - - - - - - - 2NH3 3x2g- - - - - - - - -- 2x22,4L 18g- - - - - - - -- - - x x= 134,4L
  131. 131. VAMOS EXERCITAR (Puc-camp) Combustível e importantereagente na obtenção de amônia ecompostos orgânicos saturados, o hidrogêniopode ser obtido pela reação: NaH(s) + H2O(l)  NaOH(aq) + H2(g) Quantos litros do gás, nas condiçõesambiente, podem ser obtidos pela hidrólisede 60,0g de hidreto de sódio?
  132. 132. VAMOS EXERCITAR (Puc-camp) Combustível e importantereagente na obtenção de amônia ecompostos orgânicos saturados, o hidrogêniopode ser obtido pela reação: NaH(s) + H2O(l)  NaOH(aq) + H2(g) Quantos litros do gás, nas condiçõesambiente, podem ser obtidos pela hidrólisede 60,0g de hidreto de sódio?
  133. 133. Dado: Volume molar, nas condiçõesambiente = 24,5L/molMassa molar do NaH = 24g/mola) 61,2b) 49,0c) 44,8d) 36,8e) 33,6
  134. 134. Dado: Volume molar, nas condiçõesambiente = 24,5L/molMassa molar do NaH = 24g/mola) 61,2b) 49,0c) 44,8d) 36,8e) 33,6
  135. 135. RESPOSTANaH(s) + H2O(l)  NaOH(aq) + H2(g)24 g 24,5 L60 g X24 g ---- 24,5L60 g ---- XX= 61,2 La) 61,2
  136. 136. MASSA X MOLÉCULAS Na reação gasosa N2 + H2  NH3, qual onúmero de moléculas de NH3 obtido, quandose reagem totalmente 18g de H2 ? Acerte os coeficientes da equação: 1N 2 +3 H2  2NH3
  137. 137. MASSA X MOLÉCULAS Na reação gasosa N2 + H2  NH3, qual o númerode moléculas de NH3 obtido, quando se reagemtotalmente 18g de H2 ? Acerte os coeficientes da equação: 1N 2 +3 H2  2NH3 Dados: 18g de H2. Estabelecer uma regra de três, para encontrar nºde moléculas de NH3. 3 H2 - - - - - 2NH3 3 x 2g- - - - -2 x 6,02x10 23 X= 18,06x1023 ou X= 1,806x1024 moléculas 18g- - - - - - - X
  138. 138. VAMOS EXERCITAR (MACK SP) O peso de um diamante é expressoem quilates. Um quilate, que é dividido em 100pontos, equivale a 200mg. O número de átomos decarbono existente em um diamante de 25 pontos éde: Dados: 12C e Constante de Avogadro = 6,0.1023 6mol-1 a) 25.1020 b) 50.1023 c) 50.1020 d) 200.1023 e) 25.1023
  139. 139. VAMOS EXERCITAR (MACK SP) O peso de um diamante é expressoem quilates. Um quilate, que é dividido em 100pontos, equivale a 200 mg. O número de átomos decarbono existente em um diamante de 25 pontos éde: Dados: 12C e Constante de Avogadro = 6,0.1023 6mol-1 a) 25.1020 b) 50.1023 c) 50.1020 d) 200.1023 e) 25.1023
  140. 140. RESPOSTAPassando 200 mg para g = 0,2 g12 g ---- 6.1023 átomos0,2 g ---- XX = 1022 átomos100 pontos --- 1022 átomos25 pontos --- YY = 2,5. 1021a) 25.1020
  141. 141. MOL X MOL Exemplo: Calcule o número de mols de H3PO4necessários para reagir totalmente com 9 molsde Ca(OH)2 . 1. Escrever a equação relacionada com oproblema. 2. Acertar os coeficientes estequiométricos daequação.
  142. 142. MOL X MOL 3. Relacionar cada coeficiente com aquantidade em mols das substânciasenvolvidas. Estabelecendo e resolvendo a proporção,teremos:
  143. 143. VAMOS EXERCITAR (UEL)Considere a reação de decomposiçãotérmica de 0,50 mol de dicromato deamônio, de acordo com a equação: (NH4)2Cr2O7(s)  N2(g) + 4 H2O(l) + Cr2O3(s) A quantidade do óxido metálico obtido, emmols, éa) 1,5b) 1,0c) 0,75d) 0,50e) 0,25
  144. 144. VAMOS EXERCITAR (UEL) Considere a reação de decomposiçãotérmica de 0,50 mol de dicromato deamônio, de acordo com a equação: (NH4)2Cr2O7(s)  N2(g) + 4 H2O(l) + Cr2O3(s) A quantidade do óxido metálico obtido, emmols, é na) 1,5b) 1,0c) 0,75d) 0,50e) 0,25
  145. 145. RESPOSTA(NH4)2Cr2O7(s)  N2(g) + 4 H2O(l) + Cr2O3(s)1 mol 1 mol0,5 mol XX = 0,50 mold) 0,50
  146. 146. MOL X MOLÉCULAS Na reação gasosa N2 + H2  NH3, qual a massa,em g, de NH3 obtida, quando se reagem totalmente18g de H2?1. Acerte os coeficientes da equação: 1N2 +3H2 2NH3.2. Sublinhe os dados fornecidos e solicitados pelo problema.3. Veja os dados informados (18g de H2) e o que está sendo solicitado (massa de NH3) e estabeleça uma regra de três.3H2- - - - - - - - - 2NH3
  147. 147. VAMOS EXERCITAR (UFPB) Um comprimido de aspirina contém120mg de ácido acetilsalicílico C9H8O4. Onúmero de moléculas do ácido contidas emum comprimido de aspirina é:a) 4. 1023b) 4. 1018c) 6. 1023d) 7,2.1022e) 4.1020
  148. 148. VAMOS EXERCITAR (UFPB) Um comprimido de aspirina contém120mg de ácido acetilsalicílico C9H8O4. Onúmero de moléculas do ácido contidas emum comprimido de aspirina é:a) 4. 1023b) 4. 1018c) 6. 1023d) 7,2.1022e) 4.1020
  149. 149. RESPOSTAM.M(C9H8O4) = 9 x 12 + 8 x 1 + 4 x 16 = 180uMassa molar(C9H8O4) = 180 g/molPassando 120 mg para g = 0,12 g180 g ---- 6,02 . 10230,12 g ---- XX = 4,01. 1020e) 4.1020
  150. 150. MOL X MASSA Exemplo: Quantos gramas de H2 são liberados na reaçãocompleta de 2 mols de cálcio metálico com ácidoclorídrico ? Dado: H2 = 2 g/mol 1. Escrever a equação relacionada com oproblema. 2. Acertar os coeficientes estequiométricos daequação.
  151. 151. MOL X MASSA 3. Relacionar cada coeficiente com aquantidade em mols das substânciasenvolvidas, fazendo, se necessário, astransformação de mols para gramas. Estabelecendo e resolvendo a proporção,teremos:
  152. 152. VAMOS EXERCITAR (U. F Viçosa-MG) A adição de pequenaquantidade de selênio durante a fabricaçãode vidro permite a obtenção de vidrocolorido em diversas tonalidades devermelho. Uma taça de vidro de 79 g foimanufaturada a partir de vidro contendo1% em massa de selênio. A quantidade dematéria (número de mol) de selênio contidana taça, em mol é:  
  153. 153. VAMOS EXERCITAR (U. F Viçosa-MG) A adição de pequenaquantidade de selênio durante a fabricaçãode vidro permite a obtenção de vidrocolorido em diversas tonalidades devermelho. Uma taça de vidro de 79 g foimanufaturada a partir de vidro contendo1% em massa de selênio. A quantidade dematéria (número de mol) de selênio contidana taça, em mol é:  
  154. 154. a) 0,01.b) 0,10.c) 1,00.d) 7,90.e) 0,79.
  155. 155. RESPOSTA79 g ---- 100% X ---- 1% X = 0,79 g1 mol(Se) ---- 79 g Y ---- 0,79 g Y = 0,01 mola) 0,01.
  156. 156. Cálculos que possibilitam prever, a quantidade de Definição produtos obtidos a partir da quantidade de reagentes consumidos, em uma reação química. Estequiometria vem do grego stoicheia (partes mais Etimologia simples) e metreim (medida), ou seja, medida das partes mais simples. Massa atômica Massa molecular Conceitos fundamentais Mol Constante de Avogadro Cálculos Volume MolarEstequiométricos Leis das combinações Métodos químicas Regras de resolução Massa X Massa Massa X Molécula Exemplos Mol X Mol Mol X Massa Grandeza X Volume
  157. 157. PRÓXIMA AULA:Cálculos estequiométricos (Parte 2)Tipos de cálculos2) Volume fora das CNTP3) Casos Particulares- Pureza- Rendimento- Excesso de reagentes- Reações Consecutivas
  158. 158. BIBLIOGRAFIA LEMBO, A. e SARDELLA A.; Química; Volume 1 e 2  CAMARGO, Geraldo. Química Moderna. Editora Scipione Massa Atômica Disponível em: http://www.vestibulandoweb.com.br/quimica/teoria/ massa-atomica.asp Acesso em: 12/07/2011 Massas atômicas e massa molecular Disponível em: http://www.infoescola.com/quimica/massas-atomicas-e-massa-molecular/ Acesso em: 10/07/2011 Massa atômica Disponível em: http://www.profjoaoneto.com/quimicag/massaat.htm Acesso em: 25/07/2011
  159. 159. MOL uma nova terminologiaDisponível em: http://qnesc.sbq.org.br/online/qnesc01/atual.pdfAcesso em: 12/07/2011Estudo do molDisponível em: http://turmadomario.com.br/cms/images/download/quimica/estudodomol.pdfAcesso em: 12/07/2011Biografia, Amedeo AvogadroDisponível em: http://www.portalsaofrancisco.com.br/alfa/biografia-avogadro/amedeo-avogrado-1.phpAcesso em 02/08/2011
  160. 160. Constante de AvogadroDisponível em: http://www.profpc.com.br/Grandes%20nomes %20da%20Ci%C3%AAncia/Avogadro.htmAcesso em: 02/08/2011Líria Alves, constante de AvogadroDisponível em: http://pt.scribd.com/doc/53555083/Constante-de-AvogadroAcesso em: 02/08/2011RUSSEL, J.B. Química Geral. McGraw-Hill, 1982.Cálculo estequiométricoDisponível em: http://www.agamenonquimica.com/docs/teoria/geral/calculo_estequiometrico.pdfAcesso em: 05/07/2011

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