Estequiometria

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Estequiometria

  1. 1. RELAÇÕES NUMÉRICASFUNDAMENTAIS -CÁLCULOSQUÍMICOS E ESTEQUIOMETRIAProf. Silvio Gentil
  2. 2. RELAÇÕES NUMÉRICAS FUNDAMENTAIS UNIDADE DE MASSA ATÔMICA (u)“A unidade de massa atômica cujo símbolo é u ouu.m.a, é definida como sendo 1/12 avos da massade um átomo de isótopo 12 do carbono”.
  3. 3. RELAÇÕES NUMÉRICAS FUNDAMENTAIS ABUNDÂNCIA RELATIVA DOS ISÓTOPOS“ É a média ponderada dos isótopos de umelemento químico”.Massa Atômica= X1 ∙ %1 + X2 ∙ %2 + ...100
  4. 4. RELAÇÕES NUMÉRICAS FUNDAMENTAISABUNDÂNCIA RELATIVA DOS ISÓTOPOSExemplo: Considerando os isótopos do cloromencionados abaixo e sua abundância nanatureza, qual a massa atômica do elemento cloroque aparecerá na tabela periódica?
  5. 5. RELAÇÕES NUMÉRICAS FUNDAMENTAIS ABUNDÂNCIA RELATIVA DOS ISÓTOPOSExemplo 02: (UFRRJ) Um elemento M apresenta osisótopos 79M e 81 M. Sabendo que a massaatômica do elemento M é 79,90 u, determine ospercentuais de cada isótopo do elemento M.
  6. 6. RELAÇÕES NUMÉRICAS FUNDAMENTAIS MASSA MOLECULAR DE UMA SUBSTÂNCIA “É a soma das massas atômicas dos átomos quecompõem uma substância”. Exemplo: Calcule a massa molecular dassubstâncias abaixo: (Dados: H=1 u; O=16 u; N= 14u; Cu= 63,5 u; S= 32 u; C= 12 u).A) C6H12O6B) CuSO4 ∙ 5H2O
  7. 7. RELAÇÕES NUMÉRICAS FUNDAMENTAIS QUANTIDADE DE MATÉRIA – MOL (n)MOL É UMA QUANTIDADE – PORTANTO QUANDOFALAMOS EM 1 MOL DE ÁTOMOS ESTAMOS NOSREFERINDO A UMA QUANTIDADE FIXA DE ÁTOMOS.1 MOL = 6 ∙ 1023 átomos, moléculas, íons, partículas...Exemplo: Massa Atômica do Hidrogênio = 1u;Relacionando com gramas temos,1 u = 1g – 1mol – 6 ∙ 1023 átomos de hidrogênio.
  8. 8. RELAÇÕES NUMÉRICAS FUNDAMENTAIS QUANTIDADE DE MATÉRIA – MOLExemplo: Quantos mols existem em 280 g de água?Quantas moléculas de água estão presentes nessaamostra? (Dados: H=1 u, O=16 u).
  9. 9. RELAÇÕES NUMÉRICAS FUNDAMENTAIS CONSTANTE DE AVOGADRO E MASSA MOLAR1 mol = 6 ∙ 1023 átomos, moléculas, íons, partículas...“ A massa molar de determinada entidade químicaé a massa de 1 mol de unidades dessa entidadequímica. ”Dados: C= 12 u; O= 16 u. – Gás Carbônico – CO2CO2 = 12 + 2 ∙ 16 = 44 u (Massa Molecular)(44 u → 44 g → 1 mol) 44g/mol(Massa Molar)
  10. 10. EXERCÍCIOS DE REVISÃO1ª LISTA DE EXERCÍCIOS DE RELAÇÕES NUMÉRICASFUNDAMENTAIS – 20 QUESTÕES2ª LISTA DE EXERCÍCIOS – REVISÃO PARA A PROVABIMESTRAL – 10 QUESTÕES
  11. 11. CÁLCULOS QUÍMICOS CÁLCULO DE FÓRMULAS A Fórmula molecular, em geral, é a fórmula maisutilizada nos cálculos químicos. A sua importânciase deve pelo fato de apresentar a molécula deuma substância de modo qualitativo equantitativo.Exemplo: A Sacarose... C12H22O11... É formada pelosátomos de CARBONO – HIDROGÊNIO e OXIGÊNIO –que para cada molécula existem 12,22,11 átomosdesses elementos respectivamente.
  12. 12. CÁLCULO DA FÓRMULACENTESIMAL Fórmula centesimal ou composição centesimal oucomposição percentual refere-se as porcentagensem massa dos elementos formadores dasubstância considerada. Exemplo: CH4 – 75% é composto por carbono eapenas 25% é composto por hidrogênio.
  13. 13. 1. CÁLCULO A PARTIR DAFÓRMULA DA SUBSTÂNCIA Exemplo: H2SO4 (Dados: H=1 / S=32 e O=16)
  14. 14. 2. CÁLCULO A PARTIR DOSRESULTADOS DA ANÁLISE DASUBSTÂNCIA Exemplo: A análise de 0,40 g de um certo óxido deferro revelou que ele encerra 0,28 g de ferro e 0,12g de oxigênio. Qual a sua fórmula centesimal?
  15. 15. EXERCÍCIOS 1) (U. Católica – GO) A Penicilina G, um antibióticolargamente utilizado, tem fórmula C16H18N2O4S.Qual a porcentagem de carbono no antibiótico?(Dados: C=12; H=1; N=14; O=16; S=32). 2) (UECE) Quando aquecemos 1,62 g de Zn, este secombina com 0,4 g de oxigênio para formar umóxido de zinco. Qual a composição percentual docomposto?
  16. 16. 3. FÓRMULA MÍNIMA Fórmula mínima ou empírica ou estequiométrica éa que indica os elementos formadores dasubstância, bem como a proporção em númerode átomos desses elementos expressos emnúmeros inteiros e os menores possíveis.
  17. 17. 3. CÁLCULO DA FÓRMULA MÍNIMAExemplo: Calcule a fórmula mínima de um compostoque apresenta 43,4% de sódio, 11,3% de carbono e45,3% de oxigênio. (Massas atômicas:Na=23;C=12;O=16)
  18. 18. EXERCÍCIOS 1) (VUNESP) Ferritas são compostos compropriedades magnéticas e utilizadas emcomponentes eletrônicos. A análise química deuma ferrita forneceu os seguintes resultados:Mg=12%; Fe=56%; O=32%. (Massas atômicas:Mg=24; Fe=56;O=16) Determinar a fórmula mínimada ferrita. 2) 1,95 g de composto encerra 1,15g de sódio e0,80 g de oxigênio. Qual é a sua fórmula mínima?
  19. 19. 4. CÁLCULO DA FÓRMULAMOLECULAR Exemplo: Uma substância de massa molecular 180encerra 40,00% de carbono, 6,72% de hidrogênio e53,58% de oxigênio. Pede-se a fórmula molecular.(Massas Atômicas= H=1; C=12; O=16 – n= MassaMolecular/Massa da fórmula mínima).
  20. 20. 4. CÁLCULO DIRETO DAFÓRMULA MOLECULAR Exemplo: Uma substância de massa molecular 180encerra 40,00% de carbono, 6,72% de hidrogênio e53,58% de oxigênio. Pede-se a fórmula molecular.(Massas Atômicas= H=1; C=12; O=16).
  21. 21. EXERCÍCIOS 1) (FUVEST) Determinar a fórmula molecular de umóxido de fósforo que apresenta 43,6% de fósforo,56,4% de oxigênio (% em massa) e massa molecular284. (Massas atômicas: P=31; O=16). 2) (CESGRANRIO) Qual é a massa atômica de X, se46,5 g do composto X3(PO4)2 contem 18 g de X?
  22. 22. EXERCÍCIOS - REVISÃO 1) (UFRRJ) Os sais de cobre são conhecidos porapresentarem coloração azul, inclusive sendoutilizados em misturas destinadas a tratamento deágua em piscinas. O sulfato cúprico penta-hidratado apresenta uma percentagem de águade aproximadamente: (Dados: Fórmula do Sulfatode Cobre penta-hidratado: CuSO4 ∙ 5 H2O /Cu=63,5; S=32; O=16; H=1).
  23. 23. EXERCÍCIOS - REVISÃO 2) (UEPB) Qual é o percentual de ferro e deoxigênio, respectivamente, de uma amostra deóxido de ferro que pesa 0,50 g, sabendo-se que asua análise determinou uma composição de 0,35 gde ferro e 0,15 g de oxigênio? 3) (UFMS) Uma certa amostra de um compostopuro contém 9,81 g de zinco, 1,80 ∙ 1023 átomos decromo e 0,60 mol de átomos de oxigênio.Considerando os dados fornecidos, é corretoafirmar que a sua fórmula unitária é:
  24. 24. EXERCÍCIOS - REVISÃO 4) (UESPI) Um composto de massa molar igual a 92g/mol apresenta fórmula percentual N 30,43%O 69,57%.Sua fórmula molecular é representada por: (Dados:Massas atômicas: N=14; O=16).
  25. 25. EXERCÍCIOS - REVISÃO 5) (ITA-SP) Uma amostra de 1,222 g de cloreto debário hidratado (BaCl2 ∙ n H2O) é aquecida até aeliminação total da água de hidratação,resultando em uma massa de 1,042 g. Com basenas informações fornecidas e mostrando oscálculos efetuados, determine:A) O número de mols de BaCl2;B) O Número de mols de água;C) A Fórmula Molecular do sal hidratado.
  26. 26. EXERCÍCIOS - REVISÃO 6) (IFPEL-RS) A nicotina, uma das substâncias presentes nocigarro , é considerada uma droga psicoativa, responsávelpela dependência do fumante. Além de estimular o SistemaNervoso Central, a nicotina altera o ritmo cardíaco e apressão sanguínea, sendo, por isso, o tabagismo incluído noCódigo Internacional de Doenças (CID-10). Na fumaça deum cigarro, podem existir até 6 mg de nicotina e, através depesquisas, descobriu-se que cada mg dessa substânciacontém aproximadamente 74,1% de C; 8,6 % de H e 17,2% deN. Com base no texto e nos seus conhecimentos:A) Sabendo que a massa molecular da nicotina é 162 g/molrepresente sua fórmula molecular;B) Calcular a massa, em gramas, de 1 molécula de nicotina.
  27. 27. EXERCÍCIOS - REVISÃO 7) (FATEC-SP) Eugenol, o componente ativo doóleo do cravo-da-Índia, tem massa molecular164g/mol e fórmula empírica C5H6O. APorcentagem em massa de carbono no Eugenol éaproximadamente: (Dados H=1; C=12; O=16)
  28. 28. EXERCÍCIOS - REVISÃO 8) (UFU-MG) Um óxido de nitrogênio foi analisado eapresentou as seguintes percentagens em massa:25,9 % de nitrogênio e 74,1% de oxigênio. Tendo emvista as informações acima, faça o que se pede:A) Dê a fórmula empírica desse compostodemostrando os cálculos utilizados;
  29. 29. ESTEQUIOMETRIA É o cálculo das quantidades dos reagentes e/ouprodutos das Reações Químicas feitas com basenas Leis das Reações e executado, em geral, como auxílio de equações químicas correspondentes. Regras Fundamentais Escrever a Equação Balanceada; Balancear os coeficientes da Equação; Estabelecer uma Regra de Três entre os dados eproblema.
  30. 30. CASOS GERAIS 1ª) Quando o dado e a pergunta sãoexpressos em massaExemplo:Calcular a massa de Óxido Cúprico a partir de2,54 g de Cobre Metálico. (Dados: MassasAtômicas: O=16g/mol – Cu=63,5g/mol.)
  31. 31. EXERCÍCIOS 1) (UFRGS) A combustão completa da glicoseC6H12O6, é responsável pelo fornecimento deenergia ao organismo humano. Na combustão de1 mol de glicose, o número de gramas de águaformado é igual a? (Dados: C=12g/mol - H=1g/mol- O=16g/mol).C6H12O6 + O2 → CO2 + H2O
  32. 32. EXERCÍCIOS 2) (UFPE) O superóxido de potássio, KO2, é utilizadoem equipamentos de respiração em sistemasfechados para remover o dióxido de carbono e aágua do ar exalado. A remoção da água geraoxigênio para a respiração pela reação:4 KO2 + 2 H2O → 3 O2 + 4 KOHO hidróxido de potássio remove o dióxido decarbono do equipamento pela reação:KOH + CO2 → KHCO3Determine a massa do superóxido de potássio necessáriapara gerar 20 g de O2. (Dados: K=39; H=1; O=16).
  33. 33. CASOS GERAIS 2º) Quando o dado e a pergunta são expressosem molExemplo: As reações de neutralizações ácido-basesão muito importantes na Química. Qual é aquantidade em mols de NaOH necessária àcompleta neutralização de 5 mols de H2SO4?H2SO4 + NaOH → Na2SO4 + H2O
  34. 34. EXERCÍCIOS 1) (UFF-RJ) Determine quantos mols de HCl sãoproduzidos na reação de 0,43 mol de fosgênio(COCl2) com a água conforme a reação:COCl2 + H2O → CO2 + 2 HCl 2) (PUC-RS) Da hidrólise do carbureto de cálcio, defórmula CaC2, obtém-se o etino (C2H2) e ohidróxido de cálcio. O número de mols de águanecessários para consumir, totalmente, 2 mols decarbureto é:CaC2 + H2O → C2H2 + 2 Ca(OH)2
  35. 35. CASOS GERAIS 3ª) Relação entre quantidade em mols, massas,moléculas, fórmulas e átomosExemplo: O gás cloro é produzido industrialmente apartir do cloreto de sódio. Em laboratório, contudo,quando é necessária pequena quantidade dessegás, pode-se obtê-lo pela reação entre o dióxido demanganês e o ácido clorídrico, conforme a reaçãoa seguir: MnO2 + 4 HCl → MnCl2 + 2 H2O + Cl2Nessa reação deseja-se utilizar 29 g de dióxido demanganês. A) Quantos mols de HCl são necessários;B) Quantas moléculas de cloro serão produzidas.
  36. 36. EXERCÍCIOS 1) (UFES) O número de moléculas de NO formadas,juntamente com a água, na reação da amônia(NH3) com 3,60 ∙ 1021 moléculas de oxigênio (O2) é:NH3 + O2 → NO + H2O2) (UFRGS-RS) Os clorofluorcarbonos (CFCs) sofremdecomposição nas altas camadas da atmosfera,originando átomos de cloro, os quais atacammoléculas de ozônio (O3), produzindo oxigênio.Supondo que 1 mol de ozônio seja totalmentetransformado em moléculas de oxigênio, onúmeros de moléculas produzidas é:
  37. 37. CASOS GERAIS 4ª) Lei Volumétrica de Gay – LussacVOLUME MOLAR = 22,4 L nas CNTPExemplo: Seja a reação abaixo, na qual todos osgases se encontram nas mesmas condições detemperatura e pressão:2 H2(g) + 1 O2 (g) → 2 H2O(v)Calcule o volume da mistura (H2(g) + O2 (g)) necessáriapara produzir 400 mL de água (v).
  38. 38. EXERCÍCIOS1) O ozônio (O3) pode ser totalmente decomposto,formando como único produto oxigênio molecular(O2). Quando 30 L de ozônio gasoso ( à pressão P etemperatura T) se decompõem, qual o volume deO2 medido a pressão e temperaturas constantes?

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