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    www.AulasParticularesApoio.Com - Química -  Cálculo Estequiométrico (Parte 1) www.AulasParticularesApoio.Com - Química - Cálculo Estequiométrico (Parte 1) Presentation Transcript

    • ESTEQUIOMÉTRICOSParte 1
    • Conceitosfundamentais MolConstante de AvogadroVolume MolarMassa atômicaMassa molecularCálculosEstequiométricosDefiniçãoEtimologiaMétodosLeis das combinaçõesquímicasTipos Mol X MolMol X MassaGrandeza X VolumeMassa X MassaMassa X MoléculaRegrasResolução
    • CÁLCULOSESTEQUIOMÉTRICOSDefinição: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.
    • CálculosEstequiométricosDefiniçãoCálculos que possibilitam prever, a quantidade deprodutos obtidos a partir da quantidade de reagentesconsumidos, em uma reação química.
    • CÁLCULOSESTEQUIOMÉTRICOSEtimologia: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.
    • CálculosEstequiométricosDefiniçãoCálculos que possibilitam prever, a quantidade deprodutos obtidos a partir da quantidade de reagentesconsumidos, em uma reação química.EtimologiaOrigem grego Medida das partes maissimplessignificado Medida das partes maissimples
    • Massa atômicaMassa molecularMolConstante de AvogadroVolume MolarCONCEITOSFUNDAMENTAIS
    • MASSA ATÔMICAMassa 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: 6C12O carbono-12 foiescolhido referência poissua massa atômica podiaser medida de maneirabastante precisa.
    • 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).
    • MASSA ATÔMICA1/12 do átomo padrão = 1 umaUnidade da massa atômica: u.m.a
    • ConceitosfundamentaisMassa atômicaCálculosEstequiométricosDefiniçãoCálculos que possibilitam prever, a quantidade deprodutos obtidos a partir da quantidade de reagentesconsumidos, em uma reação química.EtimologiaOrigemsignificado Medida das partes maissimplesgrego Medida das partes maissimples
    • UnidadeDefinição Número de vezes que um átomo de um elemento químicoé mais pesado que 1/12 do isótopo do carbono 12u.m.a Padrão 6C12Massa atômica
    • MASSA ATÔMICAExemplo: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 de12C.
    • UnidadeDefinição Número de vezes que um átomo de um elemento químicoé mais pesado que 1/12 do isótopo do carbono 12u.m.a Padrão 6C12Exemplo massa atômica de 32S é igual a 32u, ou seja, 32 vezes amassa de 1/12 do átomo de 12CMassa atômica
    • CÁLCULO DAMASSA ATÔMICAA 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:
    • CálculoUnidadeDefinição Número de vezes que um átomo de um elemento químicoé mais pesado que 1/12 do isótopo do carbono 12u.m.a Padrão 6C12Exemplo massa atômica de 32S é igual a 32u, ou seja, 32 vezes amassa de 1/12 do átomo de 12CÉ a média ponderada das massas isotópicasFórmulaExemploMassa atômicaO antigo slide era essecom o exemplo docálculo, mas a Marcelatirou o exemplo porquedeve ter consideradodesnecessário
    • CálculoUnidadeDefinição Número de vezes que um átomo de um elemento químicoé mais pesado que 1/12 do isótopo do carbono 12u.m.a Padrão 6C12Exemplo massa atômica de 32S é igual a 32u, ou seja, 32 vezes amassa de 1/12 do átomo de 12CMassa atômicaMédia ponderada dasmassas isotópicas
    • 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:CÁLCULO DAMASSA 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 doC12CÁLCULO DAMASSA ATÔMICA
    • 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.
    • 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.
    • RESPOSTAAplicando a fórmula temos:106 = 100X + 120(100-X)100106 x 100= 100X + 120000-120X10600 = -20X +1200020X = 1400a) X = 70.
    • 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
    • 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
    • RESPOSTAa) 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 =100M.A = 1186,8 + 14,3033 = 12,01 u100
    • MASSA MOLECULARA 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 = 2uO = 16uH2O = 2u + 16u = 18u
    • ConceitosfundamentaisMassa atômicaMassa molecularCálculosEstequiométricosDefiniçãoCálculos que possibilitam prever, a quantidade deprodutos obtidos a partir da quantidade de reagentesconsumidos, em uma reação química.EtimologiaOrigem gregoStoicheia (partes mais simples)Metreim (medida)significado Medida das partes maissimplesSoma das massas atômicasdos átomos que compõemuma molécula
    • 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.
    • 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.
    • 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.
    • 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.
    • 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.
    • RESPOSTAAl2(XO4)3342 = 2 x 27u + 3X + 12 x 16u3X = -(54 + 192) + 3423X = 342- 246X = 963X = 32uc) 32 u.
    • MOLDefinição: Mol é a unidade (SI) queexpressa a quantidade de matéria de umsistema (que contém tantas partículasquantos átomos existem em 0,0012kg de12C).
    • ConceitosfundamentaisMassa atômicaCálculosEstequiométricosDefiniçãoCálculos que possibilitam prever, a quantidade deprodutos obtidos a partir da quantidade de reagentesconsumidos, em uma reação química.MolMassa molecularEtimologiaOrigem gregoStoicheia (partes mais simples)Metreim (medida)significado Medida das partes maissimples
    • MolUnidadeDefinição Unidade que expressa a quantidade de matériade um sistemamol
    • MOLMassa 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)
    • Mol UnidadeDefinição Unidade que expressa a quantidade de matériade um sistemamolCálculom = massa da amostra (g)M = massa molar (g/mol)n = número de mol (mol)Massa Massa molarMassa de um molem gramasdefinição
    • MOLExemplo:A quantidade da matéria que correspondea 20g de H2SO4 é:
    • 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 molb) 5,05molc) 0,05mold) 3,42mole) 9,05 mol
    • 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 molb) 5,05molc) 0,05mold) 3,42mole) 9,05 mol
    • RESPOSTAágua  n = 90g = 5 mol18g/molSacarose  n= 17,1 g = 0,05 mol342 g/molQuantidade de matéria total:5mol + 0,05 mol = 5,05 mola) 4 × 1028b) 6 × 1023c) 1 × 103d) 7 × 104n = mM
    • 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 1023ua) 4 × 1028b) 6 × 1023c) 1 × 103d) 7 × 104
    • 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 1023ua) 4 × 1028b) 6 × 1023c) 1 × 103d) 7 × 104
    • RESPOSTAPassando 70 kg para g = 70000g1 g ---- 6,0 x 102370000 g ---- XX = 4,2.1028a) 4 × 1028b) 6 × 1023c) 1 × 103d) 7 × 104
    • CONSTANTEDE AVOGADRODefinição: 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.
    • ConceitosfundamentaisMassa atômicaCálculosEstequiométricosDefiniçãoCálculos que possibilitam prever, a quantidade deprodutos obtidos a partir da quantidade de reagentesconsumidos, em uma reação química.MolConstante de AvogadroMassa molecularEtimologiaOrigem gregoStoicheia (partes mais simples)Metreim (medida)significado Medida das partes maissimples
    • Constante de Avogadro ValorDefinição constante física que representa um mol de entidadeselementares6,02 x 1023
    • A constante de Avogadro éproveniente dos estudos deAmedeo Avogadro (1786-1856), este cientista estudavaos gases quando enunciouuma hipótese, mais tardesuas pesquisas foramreconhecidas surgindo aconstante de Avogadro, querecebeu esse nome em suahomenagem.CONSTANTE DE AVOGADRO
    • Constante de Avogadro ValorDefinição constante física que representa um mol de entidadeselementares6,02 x 1023Origem proveniente dos estudos de Amedeo Avogadro,cientista estudava os gases.
    • CONSTANTEDE AVOGADROExemplo:Cálculo da quantidade de átomos em 50gramas de Sódio (Na).Massa atômica do Sódio = 23 gEstabelecendo uma relação com o númerode Avogadro temos:1 mol de Na = 23 g = 6,02 x 1023
    • CONSTANTEDE AVOGADROPela regra de três teremos:Em 23 g (Na) têm-se 6,02 x 1023átomos.Então em 50 g teremos X átomos.Calculando:23 — 6,02 x 102350 — X = 50 • 6,02 x 1023X = 13,08 x 1023átomos de Sódio (Na)
    • 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 = 16a)1,05 x 1022.b) 1,05 x 1023.c) 1,05 x 1024.d) 1,35 x 1024.e) 1,35 x 1023.
    • 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 = 16a)1,05 x 1022.b) 1,05 x 1023.c) 1,05 x 1024.d) 1,35 x 1024.e) 1,35 x 1023.
    • RESPOSTACO2  12u + 2 x 16u = 44uO2  2x 16u = 32u1mol de CO2---- 44gX ----- 55gX = 1,25 mol1mol de O2---- 32gY-----16gY = 0,50 molSomando: 1,25 mol + 0,50mol = 1,75 mol1mol ----- 6,02 x 10 231,75 mol -----YY = 1,05 x 10 24c) 1,05 x 1024.
    • 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:
    • 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:
    • O frasco que contém o maior número deátomos de oxigênio é o de número:a) Ib) IIc) IIId) IV
    • O frasco que contém o maior número deátomos de oxigênio é o de número:a) Ib) IIc) IIId) IV
    • RESPOSTAI- 3,0 x 10 23II- 1 mol --- 6,02 x 10 23III- 32g----- 1,02 x 10 2316g----- X = 3,01 x 10 23IV- 22,4L----- 6,02 x 10 235,6 L----- Y= 1,5 x 10 23b) II
    • VOLUME MOLARDefinição: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.
    • ConceitosfundamentaisMassa atômicaCálculosEstequiométricosDefiniçãoCálculos que possibilitam prever, a quantidade deprodutos obtidos a partir da quantidade de reagentesconsumidos, em uma reação química.EtimologiaEstequiometria vem do grego stoicheia (partes maissimples) e metreim (medida), ou seja, medida das partesmais simples.MolConstante de AvogadroVolume MolarMassa molecular
    • Volume MolarValorDefiniçãoVolume fixo que um mol de moléculas de qualquersubstância gasosa, nas CNTP (0º e 1 atm), ocupa.22, 4 L
    • Calcule o volume de H2 (g), liberado nasCNTP quando 80 mg de cálcio reagemcompletamente com água.Dado: Volume molar (CNTP) = 22,7 L/molCa + 2 H2O  Ca(OH)2 + H2VAMOS EXERCITAR
    • Calcule o volume de H2(g), liberado nasCNTP quando 80 mg de cálcio reagemcompletamente com água.Dado: Volume molar (CNTP) = 22,7 L/molCa + 2 H2O  Ca(OH)2 + H2VAMOS EXERCITAR
    • 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
    • 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) 2,24b) 22,4c) 44,8d) 4,48e) 2,48
    • 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) 2,24b) 22,4c) 44,8d) 4,48e) 2,48
    • RESPOSTACH4  12u + 4 x 1u = 16 u1 mol de CH4 = 16 g16g ----- 22,4 L1600g ----- XX = 2240L1L ---- 10-3m32240L ---- YY = 2,24 m3a)2,24
    • LEI DAS COMBINAÇÕESQUÍMICAS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
    • LEI DA CONSERVAÇÃODA MASSA (LAVOISIER)“Em um sistema, a massa total dosreagentes é igual à massa total dosprodutos”.Veja o exemplo:A + B  AB2g 5g 7g
    • Conceitosfundamentais MolConstante de AvogadroVolume MolarMassa atômicaMassa molecularCálculosEstequiométricosDefiniçãoCálculos que possibilitam prever, a quantidade deprodutos obtidos a partir da quantidade de reagentesconsumidos, em uma reação química.EtimologiaEstequiometria vem do grego stoicheia (partes maissimples) e metreim (medida), ou seja, medida das partesmais simples.MétodosLeis das combinaçõesquímicas
    • LeisponderaisLei de conservação damassa (Lavoisier)Leis dascombinaçõesquímicasEm um sistema, a massatotal dos reagentes é igual àmassa total dos produtos
    • VAMOS EXERCITARDada a seguinte reação de combustão doetanol:C2H6O + 3 O2  2 CO2 + 3 H2ODe 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:
    • VAMOS EXERCITARDada a seguinte reação de combustão doetanol:C2H6O + 3 O2  2 CO2 + 3 H2ODe 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:
    • a) 12g.b) 18g.c) 21g.d) 32g.e) 64g.
    • RESPOSTAC2H6O  2 x 12 + 6x 1 + 16= 46uO2  2x 16 = 32u(9 + 12 )10 + Y = 31Y = 31-10Y= 2146g --- 96g10g --- XX= 960 = 20,8746c)21g.
    • 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:
    • 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:
    • 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.
    • 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.
    • 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.
    • LEI DAS PROPORÇÕESCONSTANTES (PROUST)“ Toda substânciaapresenta uma proporçãoconstante em massa, nasua composição, e aproporção na qual assubstâncias reagem e seformam é constante”.
    • Veja o exemplo:A + B  AB2g 5g 7g4g 10g 14gCom a Lei de Proust podemos prever asquantidades das substâncias queparticiparão de uma reação química.LEI DAS PROPORÇÕESCONSTANTES (PROUST)
    • LeisponderaisLei de conservação damassa (Lavoisier)Lei das proporçõesconstantes (Proust)Leis dascombinaçõesquímicasEm um sistema, a massatotal dos reagentes é igual àmassa total dos produtosToda substância apresentauma proporção constante emsua massa e a proporção naqual as substâncias reagem ese formam é constante.
    • 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.
    • 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.
    • RESPOSTAC12H22O11 + H2O  4C2H5OH + 4CO2342g 46g171g X342g ---- 46g171g ---- XX= 92gDados:M.M(sacarose)= 342g/molM.M(etanol)= 46g/mol
    • 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:
    • 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:
    • 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.
    • 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.
    • RESPOSTACaCO3 (s)  CaO (s) + CO2 (g)100g 56g 44g1 mol 1 mol 1 molc) pode-se obter no máximo 1 molde dióxido de carbono.
    • 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 HClrelação de números inteiros e simples:1:1:2
    • 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 H2Orelação de números inteiros e simples:10:5:10, que pode ser simplificada por 2:1:2LEI DE GAY-LUSSAC
    • LeisponderaisLei de conservação damassa (Lavoisier)Lei das proporçõesconstantes (Proust)LeisvolumétricasLeis dascombinaçõesquímicasLei Gay LussacEm um sistema, a massatotal dos reagentes é igual àmassa total dos produtosToda substância apresentauma proporção constante emsua massa e a proporção naqual as substâncias reagem ese formam é constante.Os volumes de todos os gasesenvolvidos em um processoquímico estão entre si emuma relação de númerosinteiros e simples, seestiverem nas CNTP.
    • (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 aVAMOS 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 aVAMOS EXERCITAR
    • a)1/2b)2/1c)3/1d)3/2e)1/1
    • RESPOSTA1N2 + 3NH3  2 NH3a)1/2b)2/1c)3/1d)3/2e)1/1
    • 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:
    • 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:
    • 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.
    • 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.
    • RESPOSTA2 H2 + O2  2H2O2 x 22400 mL 2 x 22400 mL6mL 3mL 6mL9/3 = 39-3= 6mLa) Durante a reação houve uma contraçãode volume igual a 1/3 do volume inicial.
    • “Volumes iguais degases diferentes possuemo mesmo número demoléculas, desde quemantidos nas mesmascondições de temperaturae pressão”.LEI OU HIPÓTESEDE 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.LEI OU HIPÓTESEDE AVOGADRO
    • Exemplo:LEI OU HIPÓTESEDE AVOGADRO
    • LeisponderaisLei de conservação damassa (Lavoisier)Lei das proporçõesconstantes (Proust)LeisvolumétricasLeis dascombinaçõesquímicasLei Gay LussacLei de AvogadroEm um sistema, a massatotal dos reagentes é igual àmassa total dos produtosToda substância apresentauma proporção constante emsua massa e a proporção naqual as substâncias reagem ese formam é constante.Os volumes de todos os gasesenvolvidos em um processoquímico estão entre si emuma relação de númerosinteiros e simples, seestiverem nas CNTP.Volumes iguais de gasesdiferentes possuem o mesmonúmero de moléculas, desdeque mantidos CNTP
    • VAMOS EXERCITAR(UFES-ES) Três balõesH2, N2 e O2, conforme ilustrado abaixo:
    • VAMOS EXERCITAR(UFES-ES) Três balõesH2, N2 e O2, conforme ilustrado abaixo:
    • 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, 7.1023e 8.1023b) 1.1023, 14.1023e 16.1023c) 2.1023, 2.1023e 2.1023d) 2.1023, 28.1023e 32.1023e) 2.1023, 32.1023e 32.1023
    • 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, 7.1023e 8.1023b) 1.1023, 14.1023e 16.1023c) 2.1023, 2.1023e 2.1023d) 2.1023, 28.1023e 32.1023e) 2.1023, 32.1023e 32.1023
    • a) 2.1023, 7.1023e 8.1023b) 1.1023, 14.1023e 16.1023c) 2.1023, 2.1023e 2.1023d) 2.1023, 28.1023e 32.1023e) 2.1023, 32.1023e 32.1023RESPOSTA
    • AGORA É SUA VEZ!(UNIFESP-SP) Considere recipientes comos seguintes volumes de substânciasgasosas, nas mesmas condições de pressão etemperatura.
    • AGORA É SUA VEZ!(UNIFESP-SP) Considere recipientes comos seguintes volumes de substânciasgasosas, nas mesmas condições de pressão etemperatura.
    • 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.
    • 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.
    • RESPOSTACO  2 átomos V = 20 LO2  2 átomos V = 10 LCO2  3 átomos V = 20 LC2H4  6 átomos V= 10 L e) CO2 eC2H4.
    • 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.RESOLUÇÃODOS CÁLCULOS
    • Conceitosfundamentais MolConstante de AvogadroVolume MolarMassa atômicaMassa molecularCálculosEstequiométricosDefiniçãoCálculos que possibilitam prever, a quantidade deprodutos obtidos a partir da quantidade de reagentesconsumidos, em uma reação química.EtimologiaEstequiometria vem do grego stoicheia (partes maissimples) e metreim (medida), ou seja, medida das partesmais simples.MétodosLeis das combinaçõesquímicasRegrasResolução
    • 1º) Equaciona-se e ajusta-se a reação química2°) Sublinham-se, as substâncias envolvidas nosdados e perguntas do problemaRegras
    • 3º) 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.RESOLUÇÃODOS CÁLCULOS
    • 3°) Abaixo das fórmulas, escrevem-se os dadoscorrespondentes às unidades4º) Abaixo dos dados estequiométricos, escrevem-se os dados do problema, estabelecendo-se assima regra de três.5º) Resolve-se a regra de três1º) Equaciona-se e ajusta-se a reação química2°) Sublinham-se as substâncias envolvidas nosdados e perguntas do problemaRegras
    • 1) Relacionando grandezas e volumeMassa X VolumeMassa X Moléculas(ou átomos)Mol X MolMol X MoléculasMol X MassaTIPOS DE CÁLCULOS
    • Conceitosfundamentais MolConstante de AvogadroVolume MolarMassa atômicaMassa molecularCálculosEstequiométricosDefiniçãoCálculos que possibilitam prever, a quantidade deprodutos obtidos a partir da quantidade de reagentesconsumidos, em uma reação química.EtimologiaEstequiometria vem do grego stoicheia (partes maissimples) e metreim (medida), ou seja, medida das partesmais simples.MétodosLeis das combinaçõesquímicasTiposRegrasResolução
    • MASSA X VOLUMENa 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.
    • Coloquei o passo 2
    • MASSA X VOLUME2. 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?
    • MASSA X VOLUME3. 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- - - - - - - - - - 2NH33x2g- - - - - - - - -- 2x22,4L18g- - - - - - - -- - - xx= 134,4L
    • 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?
    • 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?
    • Dado: Volume molar, nas condiçõesambiente = 24,5L/molMassa molar do NaH = 24g/mola) 61,2b) 49,0c) 44,8d) 36,8e) 33,6
    • Dado: Volume molar, nas condiçõesambiente = 24,5L/molMassa molar do NaH = 24g/mola) 61,2b) 49,0c) 44,8d) 36,8e) 33,6
    • 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
    • MASSA X MOLÉCULASNa 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
    • MASSA X MOLÉCULASNa 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  2NH3Dados: 18g de H2.Estabelecer uma regra de três, para encontrar nºde moléculas de NH3.3 H2 - - - - - 2NH33 x 2g- - - - -2 x 6,02x102318g- - - - - - - XX= 18,06x1023ouX= 1,806x1024moléculas
    • 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: e Constante de Avogadro = 6,0.1023mol-1a) 25.1020b) 50.1023c) 50.1020d) 200.1023e) 25.1023C126
    • 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: e Constante de Avogadro = 6,0.1023mol-1a) 25.1020b) 50.1023c) 50.1020d) 200.1023e) 25.1023C126
    • RESPOSTAPassando 200 mg para g = 0,2 g12 g ---- 6.1023átomos0,2 g ---- XX = 1022átomos100 pontos --- 1022átomos25 pontos --- YY = 2,5. 1021a) 25.1020
    • MOL X MOLExemplo: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.
    • MOL X MOL3. Relacionar cada coeficiente com aquantidade em mols das substânciasenvolvidas.Estabelecendo e resolvendo a proporção,teremos:
    • 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
    • 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, éna) 1,5b) 1,0c) 0,75d) 0,50e) 0,25
    • RESPOSTA(NH4)2Cr2O7(s)  N2(g) + 4 H2O(l) + Cr2O3(s)1 mol 1 mol0,5 mol XX = 0,50 mold) 0,50
    • MOL X MOLÉCULASNa 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 peloproblema.3. Veja os dados informados (18g de H2) e o que estásendo solicitado (massa de NH3) e estabeleça umaregra de três.3H2- - - - - - - - - 2NH3
    • 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
    • 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
    • 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
    • MOL X MASSAExemplo:Quantos gramas de H2 são liberados na reaçãocompleta de 2 mols de cálcio metálico com ácidoclorídrico ?Dado: H2 = 2 g/mol1. Escrever a equação relacionada com oproblema.2. Acertar os coeficientes estequiométricos daequação.
    • MOL X MASSA3. Relacionar cada coeficiente com aquantidade em mols das substânciasenvolvidas, fazendo, se necessário, astransformação de mols para gramas.Estabelecendo e resolvendo a proporção,teremos:
    • 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: 
    • 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: 
    • a) 0,01.b) 0,10.c) 1,00.d) 7,90.e) 0,79.
    • 79 g ---- 100%X ---- 1%X = 0,79 g1 mol(Se) ---- 79 gY ---- 0,79 gY = 0,01 mola) 0,01.RESPOSTA
    • Conceitosfundamentais MolConstante de AvogadroVolume MolarMassa atômicaMassa molecularCálculosEstequiométricosDefiniçãoCálculos que possibilitam prever, a quantidade deprodutos obtidos a partir da quantidade de reagentesconsumidos, em uma reação química.EtimologiaEstequiometria vem do grego stoicheia (partes maissimples) e metreim (medida), ou seja, medida das partesmais simples.MétodosLeis das combinaçõesquímicasExemplos Mol X MolMol X MassaGrandeza X VolumeMassa X MassaMassa X MoléculaRegras de resolução
    • PRÓXIMA AULA:Cálculos estequiométricos (Parte 2)Tipos de cálculos2) Volume fora das CNTP3) Casos Particulares- Pureza- Rendimento- Excesso de reagentes- Reações Consecutivas
    • BIBLIOGRAFIALEMBO, A. e SARDELLA A.; Química; Volume 1 e 2 CAMARGO, Geraldo. Química Moderna. Editora ScipioneMassa AtômicaDisponível em: http://www.vestibulandoweb.com.br/quimica/teoria/massa-atomica.aspAcesso em: 12/07/2011Massas atômicas e massa molecularDisponível em: http://www.infoescola.com/quimica/massas-atomicas-e-massa-molecular/Acesso em: 10/07/2011Massa atômicaDisponível em: http://www.profjoaoneto.com/quimicag/massaat.htmAcesso em: 25/07/2011
    • 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
    • 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