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ESTEQUIOMÉTRICOS
Parte 1
Conceitos
fundamentais Mol
Constante de Avogadro
Volume Molar
Massa atômica
Massa molecular
Cálculos
Estequiométricos
Definição
Etimologia
Métodos
Leis das combinações
químicas
Tipos Mol X Mol
Mol X Massa
Grandeza X Volume
Massa X Massa
Massa X Molécula
Regras
Resolução
CÁLCULOS
ESTEQUIOMÉTRICOS
Definição:
Cálculos estequiométricos são cálculos que
permitem prever, a quantidade de produtos
que podem ser obtidos a partir de uma certa
quantidade de reagentes consumidos, em
uma reação química, ou seja são aplicadas
as leis das combinações químicas às reações.
Cálculos
Estequiométricos
Definição
Cálculos que possibilitam prever, a quantidade de
produtos obtidos a partir da quantidade de reagentes
consumidos, em uma reação química.
CÁLCULOS
ESTEQUIOMÉTRICOS
Etimologia:
A palavra estequiometria vem do grego
stoicheia (partes mais simples) e metreim
(medida), ou seja, medida das partes mais
simples.
Essas quantidades podem ser expressas
de diversas maneiras: massa, volume,
quantidade de matéria (mol), número de
moléculas.
Cálculos
Estequiométricos
Definição
Cálculos que possibilitam prever, a quantidade de
produtos obtidos a partir da quantidade de reagentes
consumidos, em uma reação química.
Etimologia
Origem grego
Stoicheia (partes mais simples)
Metreim (medida)
significado Medida das partes mais
simples
Massa atômica
Massa molecular
Mol
Constante de Avogadro
Volume Molar
CONCEITOS
FUNDAMENTAIS
MASSA ATÔMICA
Massa atômica (MA) é um número que
indica quantas vezes um átomo de um
determinado elemento químico é mais
pesado 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.
RELEMBRANDO...
Os isótopos são átomos de um mesmo
elemento químico que possuem o mesmo
número atômico(Z) e diferentes números de
massa(A).
Na tabela periódica encontramos o
número de massa(A) dos elementos, que é
um número inteiro, positivo e sem unidade,
pois representa a soma do número de
prótons e nêutrons (A = p+n).
MASSA ATÔMICA
1
/12 do átomo padrão = 1 uma
Unidade da massa atômica: u.m.a
Conceitos
fundamentais
Massa atômica
Cálculos
Estequiométricos
Definição
Cálculos que possibilitam prever, a quantidade de
produtos obtidos a partir da quantidade de reagentes
consumidos, em uma reação química.
Etimologia
Origem grego
Stoicheia (partes mais simples)
Metreim (medida)
significado Medida das partes mais
simples
Unidade
Definição Número de vezes que um átomo de um elemento químico
é mais pesado que 1/12 do isótopo do carbono 12
u.m.a Padrão 6C12
Massa atômica
MASSA ATÔMICA
Exemplo:
Quando dizemos que a massa atômica do
átomo de 32
S é igual a 32 u, concluímos que:
– a massa atômica de um átomo de 32
S é
igual a 32 vezes a massa de 1
/12 do átomo de
12
C.
Unidade
Definição Número de vezes que um átomo de um elemento químico
é mais pesado que 1/12 do isótopo do carbono 12
u.m.a Padrão 6C12
Exemplo massa atômica de 32
S é igual a 32u, ou seja, 32 vezes a
massa de 1
/12 do átomo de 12
C
Massa atômica
CÁLCULO DA
MASSA ATÔMICA
A maioria dos elementos apresenta
isótopos. A massa atômica de um elemento é
dada pela média ponderada das massas
isotópicas.
Sendo assim, a massa atômica de um
elemento hipotético A, constituído dos isótopos
naturais A1, A2, ...., An, pode ser calculada por:
Cálculo
Unidade
Definição Número de vezes que um átomo de um elemento químico
é mais pesado que 1/12 do isótopo do carbono 12
u.m.a Padrão 6C12
Exemplo massa atômica de 32
S é igual a 32u, ou seja, 32 vezes a
massa de 1
/12 do átomo de 12
C
Massa atômica
Média ponderada das
massas isotópicas
O cloro, por exemplo, é constituído por
uma mistura de 2 isótopos de massas
atômicas, respectivamente, 35 e 37.
A massa atômica do cloro é dada pela
média ponderada das massas isotópicas:
CÁLCULO DA
MASSA ATÔMICA
Quando dizemos que a massa atômica do
elemento cloro é 35,5 u, concluímos que:
 cada átomo do elemento cloro pesa em
média 35,5 u;
 cada átomo do elemento cloro pesa em
média 35,5 vezes mais que da massa do C12
CÁLCULO DA
MASSA ATÔMICA
VAMOS EXERCITAR?
Um elemento teórico é formado por dois isótopos
A e B. A tabela a seguir indica a composição
isotópica do elemento. Sabendo-se que o elemento
possui massa atômica igual a 106 u, pode-se
afirmar 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 isótopos
A e B. A tabela a seguir indica a composição
isotópica do elemento. Sabendo-se que o elemento
possui massa atômica igual a 106 u, pode-se
afirmar que:
a) x = 70. b) y = 70. c) x = 50.
d) y = 10. e) x = 75.
RESPOSTA
Aplicando a fórmula temos:
106 = 100X + 120(100-X)
100
106 x 100= 100X + 120000-120X
10600 = -20X +12000
20X = 1400
X = 70 (letra a)
AGORA É SUA VEZ!
(Fuvest) O carbono ocorre na natureza como
uma mistura de átomos dos quais 98,90% são
12
C e 1,10% são 13
C.
a) Explique o significado das representações
12
C e 13
C.
b) Com esses dados, calcule a massa atômica
do carbono natural.
Dados:
massas atômicas: 12
C=12,000; 13
C=13,003
AGORA É SUA VEZ!
(Fuvest) O carbono ocorre na natureza como
uma mistura de átomos dos quais 98,90% são
12
C e 1,10% são 13
C.
a) Explique o significado das representações
12
C e 13
C.
b) Com esses dados, calcule a massa
atômica do carbono natural.
Dados:
massas atômicas: 12
C=12,000; 13
C=13,003
RESPOSTA
a) Isótopos do elemento químico carbono de
números 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
MASSA MOLECULAR
A massa molecular (MM) é a soma das
massas atômicas dos átomos que compõem
uma molécula.
Exemplo:
Em uma molécula de água (H2O) ,
teremos:
H = 1u , como são dois hidrogênios = 2u
O = 16u
H2O = 2u + 16u = 18u
Conceitos
fundamentais
Massa atômica
Massa molecular
Cálculos
Estequiométricos
Definição
Cálculos que possibilitam prever, a quantidade de
produtos obtidos a partir da quantidade de reagentes
consumidos, em uma reação química.
Etimologia
Origem grego
Stoicheia (partes mais simples)
Metreim (medida)
significado Medida das partes mais
simples
Soma das massas atômicas
dos átomos que compõem
uma molécula
VAMOS EXERCITAR
(UEL-PR) Assinale a opção que apresenta
as massas moleculares dos seguintes
compostos: 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 apresenta
as massas moleculares dos seguintes
compostos: 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.
RESPOSTA
C6H12O6  6 x 12u + 12 x 1u + 6 x 16u =
72 + 12 + 96 = 180u
Ca3(PO4)2  3 x 40u + 2 x 31u + 8 x 16u =
120 + 62 + 128 = 310u
Ca(OH)2  40u + 2 x 16u + 2x 1u =
40 + 32 + 2 = 74u
Letra a) 180, 310 e 74.
AGORA É SUA VEZ!
(U. ANÁPOLIS-GO) Um composto Al2(XO4)3
apresenta uma massa molecular igual a 342
u. 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)3
apresenta uma massa molecular igual a 342
u. 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.
RESPOSTA
Al2(XO4)3
342 = 2 x 27u + 3X + 12 x
16u
3X = -(54 + 192) + 342
3x = 342- 246
X = 96
3
X = 32u ( letra c)
MOL
Definição: Mol é a unidade (SI) que
expressa a quantidade de matéria de um
sistema (que contém tantas partículas
quantos átomos existem em 0,0012kg de
12C).
Conceitos
fundamentais
Massa atômica
Cálculos
Estequiométricos
Definição
Cálculos que possibilitam prever, a quantidade de
produtos obtidos a partir da quantidade de reagentes
consumidos, em uma reação química.
Mol
Massa molecular
Etimologia
Origem grego
Stoicheia (partes mais simples)
Metreim (medida)
significado Medida das partes mais
simples
Mol
Unidade
Definição Unidade que expressa a quantidade de matéria
de um sistema
mol
MOL
Massa molar: É a massa, em gramas, de
um mol da substância.
Podemos utilizar a fórmula:
m = massa da amostra (g)
M = massa molar (g/mol)
Logo, n = número de mol (mol)
Mol Unidade
Definição Unidade que expressa a quantidade de matéria
de um sistema
mol
Cálculo
m = massa da amostra (g)
M = massa molar (g/mol)
n = número de mol (mol)
Massa Massa molar
Massa de um mol
em gramas
definição
MOL
Exemplo:
A quantidade da matéria que corresponde
a 20g de H2SO4 é:
VAMOS EXERCITAR
(MACK-SP) Um copo contém 90g de água e
17,1g de sacarose. Indique a quantidade de
matéria total contida no copo.
Dados: massa molar da água = 18 g/mol e
massa molar da sacarose= 342 g/mol.
a) 9,71 mol
b) 5,05mol
c) 0,05mol
d) 3,42mol
e) 9,05 mol
AGORA É SUA VEZ!
(UERJ – 2003) Toda a matéria orgânica ou
inorgânica é constituída por átomos e a massa dos
átomos é praticamente igual à massa do núcleo
atômico.
Baseando-se no conceito de massa molar, o
número de prótons e nêutrons existentes em um
indivíduo adulto de 70 kg pode ser estimado em:
Dado: 1 g de matéria = 6,0 x 1023
u
a) 4 × 1028
b) 6 × 1023
c) 1 × 103
d) 7 × 104
RESPOSTA
a) 9,71 mol
b) 5,05mol
c) 0,05mol
d) 3,42mol
e) 9,05 mol
CONSTANTE
DE AVOGADRO
Definição: é uma constante física
fundamental que representa um mol de
entidades elementares (significando átomos,
moléculas, íons, elétrons, outras partículas,
ou grupos específicos de tais partículas).
Formalmente, a constante de Avogadro é
definida como o número de átomos de
carbono-12 em 12 gramas (0,012 kg) de
carbono-12, o que é aproximadamente igual
a 6,02 × 1023
.
Conceitos
fundamentais
Massa atômica
Cálculos
Estequiométricos
Definição
Cálculos que possibilitam prever, a quantidade de
produtos obtidos a partir da quantidade de reagentes
consumidos, em uma reação química.
Mol
Constante de Avogadro
Massa molecular
Etimologia
Origem grego
Stoicheia (partes mais simples)
Metreim (medida)
significado Medida das partes mais
simples
Constante de Avogadro Valor
Definição constante física que representa um mol de entidades
elementares
6,02 x 1023
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.
CONSTANTE DE
AVOGADRO
Constante de Avogadro Valor
Definição constante física que representa um mol de entidades
elementares
6,02 x 1023
Origem proveniente dos estudos de Amedeo Avogadro,
cientista estudava os gases.
CONSTANTE
DE AVOGADRO
Exemplo:
Cálculo da quantidade de átomos em 50
gramas de Sódio (Na).
Massa atômica do Sódio = 23 g
Estabelecendo uma relação com o número
de Avogadro temos:
1 mol de Na = 23 g = 6,02 x 1023
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)
VAMOS EXERCITAR
(Cesgranrio) Um frasco contém uma
mistura de 16 gramas de oxigênio e 55
gramas de gás carbônico. O número total de
moléculas 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
.
VAMOS EXERCITAR
(Cesgranrio) Um frasco contém uma
mistura de 16 gramas de oxigênio e 55
gramas de gás carbônico. O número total de
moléculas 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
.
RESPOSTA
CO2  12u + 2 x 16u = 44u
O2  2x 16u = 32u
1mol de CO2---- 44g
X ----- 55g
X = 1,25 mol
1mol de O2---- 32g
Y-----16g
Y = 0,50 mol
Somando: 1,25 mol + 0,50
mol = 1,75 mol
1mol ----- 6,02 x 10 23
1,75 mol -----Y
Y = 1,05 x 10 24 (letra c)
AGORA É SUA VEZ!
(UERJ 2003) Quatro frascos - I, II, III e IV -
contêm oxigênio molecular nas condições
normais. A quantidade de substância contida
em cada um está representada nos rótulos
transcritos a seguir:
O frasco que contém o maior número de
átomos de oxigênio é o de número:
a) I
b) II
c) III
d) IV
AGORA É SUA VEZ!
(UERJ 2003) Quatro frascos - I, II, III e IV -
contêm oxigênio molecular nas condições
normais. A quantidade de substância contida
em cada um está representada nos rótulos
transcritos a seguir:
O frasco que contém o maior número de
átomos de oxigênio é o de número:
a) I
b) II
c) III
d) IV
RESPOSTA
I- 3,0 x 10 23
II- 1 mol --- 6,02 x 10 23
III- 32g----- 1,02 x 10 23
16g----- X = 3,01 x 10 23
IV- 22,4L----- 6,02 x 10 23
5,6 L----- Y
Y = 1,5 x 10 23 (letra b)
VOLUME MOLAR
Definição:
Volume molar é o volume fixo determinado
a partir de observações experimentais, em
que foi constatado que um mol de moléculas
de qualquer substância gasosa, nas
condições normais de temperatura e pressão,
CNTP (0º e 1 atm), ocupa um volume
constante de 22, 4 L.
Conceitos
fundamentais
Massa atômica
Cálculos
Estequiométricos
Definição
Cálculos que possibilitam prever, a quantidade de
produtos obtidos a partir da quantidade de reagentes
consumidos, em uma reação química.
Etimologia
Estequiometria vem do grego stoicheia (partes mais
simples) e metreim (medida), ou seja, medida das partes
mais simples.
Mol
Constante de Avogadro
Volume Molar
Massa molecular
Volume Molar
Valor
Definição
Volume fixo que um mol de moléculas de qualquer
substância gasosa, nas CNTP (0º e 1 atm), ocupa.
22, 4 L
Calcule o volume de H2 (g), liberado nas
CNTP quando 80 mg de cálcio reagem
completamente com água.
Dado: Volume molar (CNTP) = 22,7 L/mol
Ca + 2 H2O  Ca(OH)2 + H2
VAMOS EXERCITAR
Calcule o volume de H2 (g), liberado nas
CNTP quando 80 mg de cálcio reagem
completamente com água.
Dado: Volume molar (CNTP) = 22,7 L/mol
Ca + 2 H2O  Ca(OH)2 + H2
VAMOS EXERCITAR
RESPOSTA
AGORA É SUA VEZ!
(FEI-SP) Uma residência consumiu no ano
2000, entre os meses de janeiro e março, 1,6 kg
de gás natural. O volume consumido, em
metros cúbicos (m3
) medido nas CNTP,
considerando o gás natural como metano (CH4)
puro, é: (H = 1, C = 12, volume molar nas CNTP
22,4 L/mol)
a) 2,24 b) 22,4 c) 44,8
d) 4,48 e) 2,48
AGORA É SUA VEZ!
(FEI-SP) Uma residência consumiu no ano
2000, entre os meses de janeiro e março, 1,6 kg
de gás natural. O volume consumido, em
metros cúbicos (m3
) medido nas CNTP,
considerando o gás natural como metano (CH4)
puro, é: (H = 1, C = 12, volume molar nas CNTP
22,4 L/mol)
a) 2,24 b) 22,4 c) 44,8
d) 4,48 e) 2,48
RESPOSTA
CH4  12u + 4 x 1u = 16 u
1 mol de CH4--- 16 g
16g----- 22,4 L
1600g --- X
X = 2240L
1L – 10 -3 m3
2240L----Y
Y = 2,24 m3 (Letra a)
LEI DAS COMBINAÇÕES
QUÍMICAS
Leis ponderais:
-Lei da conservação da massa ou Lei de
Lavoisier
-Lei das proporções constantes ou Lei de
Proust
 Leis volumétricas:
-Lei de Gay-Lussac
-Lei ou hipótese de Avogadro
LEI DA CONSERVAÇÃO
DA MASSA (LAVOISIER)
“Em um sistema, a massa total dos
reagentes é igual à massa total dos
produtos”.
Veja o exemplo:
A + B  AB
2g 5g 7g
Conceitos
fundamentais Mol
Constante de Avogadro
Volume Molar
Massa atômica
Massa molecular
Cálculos
Estequiométricos
Definição
Cálculos que possibilitam prever, a quantidade de
produtos obtidos a partir da quantidade de reagentes
consumidos, em uma reação química.
Etimologia
Estequiometria vem do grego stoicheia (partes mais
simples) e metreim (medida), ou seja, medida das partes
mais simples.
Métodos
Leis das combinações
químicas
Leis
ponderais
Lei de conservação da
massa (Lavoisier)
Leis das
combinações
químicas
Em um sistema, a massa
total dos reagentes é igual à
massa total dos produtos
VAMOS EXERCITAR
Dada a seguinte reação de combustão do
etanol:
C2H6O + 3 O2  2 CO2 + 3 H2O
De acordo com a estequiometria da reação,
10g de etanol reagem com certa massa de
oxigênio, produzindo 19g de gás carbônico e
12g de água. Pode-se afirmar que a massa
de oxigênio necessária para reagir
completamente com todo o álcool usado é de:
a) 12g b) 18g c) 21g d) 32g e) 64g
VAMOS EXERCITAR
Dada a seguinte reação de combustão do
etanol:
C2H6O + 3 O2  2 CO2 + 3 H2O
De acordo com a estequiometria da reação,
10g de etanol reagem com certa massa de
oxigênio, produzindo 19g de gás carbônico e
12g de água. Pode-se afirmar que a massa
de oxigênio necessária para reagir
completamente com todo o álcool usado é de:
a) 12g b) 18g c) 21g d) 32g e) 64g
RESPOSTA
C2H6O  46u
O2  32u
46g---96g
10g--- X
X= 960 = 20,87
46
10 + Y  31(9 + 12 )
Y = 31-10
Y= 21
Letra (c)
AGORA É SUA VEZ!
(UFMG-MG) Em um experimento, soluções
aquosas de nitrato de prata, AgNO3, e de cloreto
de sódio, NaCl, reagem entre si e formam
cloreto de prata, AgCl, sólido branco insolúvel,
e nitrato de sódio, NaNO3, sal solúvel em água.
A massa desses reagentes e a de seus produtos
estão apresentadas neste quadro:
Considere que a reação foi completa e que
não há reagentes em excesso.
Assim sendo, é CORRETO afirmar que X,
ou seja, a massa de cloreto de prata
produzida é:
a) 0,585 g b) 1,434 g
c) 1,699 g d) 2,284 g
e) 2,866 g
AGORA É SUA VEZ!
(UFMG-MG) Em um experimento, soluções
aquosas de nitrato de prata, AgNO3, e de cloreto
de sódio, NaCl, reagem entre si e formam
cloreto de prata, AgCl, sólido branco insolúvel,
e nitrato de sódio, NaNO3, sal solúvel em água.
A massa desses reagentes e a de seus produtos
estão apresentadas neste quadro:
Considere que a reação foi completa e que
não há reagentes em excesso.
Assim sendo, é CORRETO afirmar que X,
ou seja, a massa de cloreto de prata
produzida é:
a) 0,585 g b) 1,434 g
c) 1,699 g d) 2,284 g
e) 2,866 g
RESPOSTA
AgNO3 + NaCl  AgCl + NaNO3
1,699 0,585 X ,850
X= 1,434g
Letra (b)
LEI DAS PROPORÇÕES
CONSTANTES (PROUST)
“ Toda substância
apresenta uma proporção
constante em massa, na
sua composição, e a
proporção na qual as
substâncias reagem e se
formam é constante”.
Veja o exemplo:
A + B  AB
2g 5g 7g
4g 10g 14g
Com a Lei de Proust podemos prever as
quantidades das substâncias que
participarão de uma reação química.
LEI DAS PROPORÇÕES
CONSTANTES (PROUST)
Leis
ponderais
Lei de conservação da
massa (Lavoisier)
Lei das proporções
constantes (Proust)
Leis das
combinações
químicas
Em um sistema, a massa
total dos reagentes é igual à
massa total dos produtos
Toda substância apresenta
uma proporção constante em
sua massa e a proporção na
qual as substâncias reagem e
se formam é constante.
VAMOS EXERCITAR
(Covest-2000) O etanol é obtido da
sacarose por fermentação conforme a
equação:
Determine a massa de etanol obtida pela
fermentação de 171g de sacarose. As massas
molares da sacarose e do etanol são,
respectivamente, 342 g e 46 g.
VAMOS EXERCITAR
(Covest-2000) O etanol é obtido da
sacarose por fermentação conforme a
equação:
Determine a massa de etanol obtida pela
fermentação de 171g de sacarose. As massas
molares da sacarose e do etanol são,
respectivamente, 342 g e 46 g.
RESPOSTA
5,2 . 1026 moléculas de etanol
AGORA É SUA VEZ!
(Covest-2009) A decomposição do
carbonato de cálcio, por aquecimento, produz
óxido de cálcio e dióxido de carbono. A partir
de 100 g de carbonato de cálcio, e sabendo-se
as massas molares: Ca(40 g/mol), C(12
g/mol) e O (16 g/mol), é correto afirmar que:
a) pode-se obter no máximo 40 g de óxido de
cálcio.
b) se tivermos este sistema em equilíbrio, o
mesmo será deslocado no sentido de produtos,
caso aumentemos a pressão sobre o mesmo.
c) pode-se obter no máximo 1 mol de dióxido
de carbono.
d) pode-se obter no máximo 200 g de
produtos.
e) se forem consumidos 50 g de carbonato de
cálcio, serão produzidos 1 mol de óxido de
cálcio.
AGORA É SUA VEZ!
(Covest-2009) A decomposição do
carbonato de cálcio, por aquecimento, produz
óxido de cálcio e dióxido de carbono. A partir
de 100 g de carbonato de cálcio, e sabendo-se
as massas molares: Ca(40 g/mol), C(12
g/mol) e O (16 g/mol), é correto afirmar que:
a) pode-se obter no máximo 40 g de óxido de
cálcio.
b) se tivermos este sistema em equilíbrio, o
mesmo será deslocado no sentido de produtos,
caso aumentemos a pressão sobre o mesmo.
c) pode-se obter no máximo 1 mol de dióxido
de carbono.
d) pode-se obter no máximo 200 g de
produtos.
e) se forem consumidos 50 g de carbonato de
cálcio, serão produzidos 1 mol de óxido de
cálcio.
RESPOSTA
Letra (c)
CaCO3 (s)  CaO (s) + CO2 (g)
100g 56g 44g
1 mol 1 mol 1 mol
LEI DE GAY-LUSSAC
“Os volumes de todas as substâncias
gasosas envolvidas em um processo químico
estão entre si em uma relação de números
inteiros e simples, desde que medidos à
mesma 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
Cabe aqui observar que nem sempre a
soma dos volumes dos reagentes é igual à
dos produtos. Isso quer dizer que não existe
lei de conservação de volume, como ocorre
com 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
LEI DE GAY-LUSSAC
Leis
ponderais
Lei de conservação da
massa (Lavoisier)
Lei das proporções
constantes (Proust)
Leis
volumétricas
Leis das
combinações
químicas
Lei Gay Lussac
Em um sistema, a massa
total dos reagentes é igual à
massa total dos produtos
Toda substância apresenta
uma proporção constante em
sua massa e a proporção na
qual as substâncias reagem e
se formam é constante.
Os volumes de todos os gases
envolvidos em um processo
químico estão entre si em
uma relação de números
inteiros e simples, se
estiverem nas CNTP.
(UNIFOR CE/2007) A Lei de Gay-Lussac
estabelece que, quando gases reagem entre
si, à temperatura e pressão constantes, seus
volumes de combinação relacionam-se, entre
si, na razão de números inteiros. É assim
que, para a formação de amônia gasosa a
500ºC, os volumes de hidrogênio e
nitrogênio que reagem, guardam, entre si,
uma relação igual a:
a)1/2 b)2/1 c)3/1 d)3/2 e)1/1
VAMOS EXERCITAR
(UNIFOR CE/2007) A Lei de Gay-Lussac
estabelece que, quando gases reagem entre
si, à temperatura e pressão constantes, seus
volumes de combinação relacionam-se, entre
si, na razão de números inteiros. É assim
que, para a formação de amônia gasosa a
500ºC, os volumes de hidrogênio e
nitrogênio que reagem, guardam, entre si,
uma relação igual a:
a)1/2 b)2/1 c)3/1 d)3/2 e)1/1
VAMOS EXERCITAR
RESPOSTA
Letra (c)
AGORA É SUA VEZ!
(UNI-RO/2010)
Verifica-se, experimentalmente, que, na
reação entre os gases hidrogênio e oxigênio,
em condições de temperatura e pressão
constantes, 6 mL de gás hidrogênio são
consumidos ao reagirem com 3 mL de
oxigênio, produzindo 6 mL de vapor de água.
Sobre essa reação, pode-se afirmar:
a) Durante a reação houve uma contração de
volume igual a 1/3 do volume inicial.
b) A proporção volumétrica é 1:2:1, pois coincide
com os coeficientes da equação da reação.
c) O volume de gás oxigênio necessário para
reagir com 25 L de hidrogênio é 50 L.
d) Essa reação não obedece à lei das
combinações dos volumes gasosos.
e) Nas condições propostas, os volumes dos
reagentes e produtos não podem ser determinados.
AGORA É SUA VEZ!
(UNI-RO/2010)
Verifica-se, experimentalmente, que, na
reação entre os gases hidrogênio e oxigênio,
em condições de temperatura e pressão
constantes, 6 mL de gás hidrogênio são
consumidos ao reagirem com 3 mL de
oxigênio, produzindo 6 mL de vapor de água.
Sobre essa reação, pode-se afirmar:
a) Durante a reação houve uma contração de
volume igual a 1/3 do volume inicial.
b) A proporção volumétrica é 1:2:1, pois
coincide com os coeficientes da equação da
reação.
c) O volume de gás oxigênio necessário para
reagir com 25 L de hidrogênio é 50 L.
d) Essa reação não obedece à lei das
combinações dos volumes gasosos.
e) Nas condições propostas, os volumes dos
reagentes e produtos não podem ser
determinados.
RESPOSTA
2 H2 + O2  2H2O
2 x 22400 mL 2 x 22400 mL
6mL 3mL 6mL
9 – 3 = 6mL
Letra (a)
(UFMA) “Quando um elemento A se combina
com um outro elemento B formando mais de um
composto (Ex.: S e O formando os óxidos SO2 e
SO3), ele o faz de modo que a razão entre as
massas de B é formada por números inteiros e
pequenos.” Essa afirmação é a Lei de:
a)Dalton b)Lavoisier c)Proust
d)Boyle e)Gay-Lussac
AGORA É SUA VEZ!
(UFMA) “Quando um elemento A se combina
com um outro elemento B formando mais de um
composto (Ex.: S e O formando os óxidos SO2 e
SO3), ele o faz de modo que a razão entre as
massas de B é formada por números inteiros e
pequenos.” Essa afirmação é a Lei de:
a)Dalton b)Lavoisier c)Proust
d)Boyle e)Gay-Lussac
AGORA É SUA VEZ!
RESPOSTA
Letra (a)
“Volumes iguais de
gases diferentes possuem
o mesmo número de
moléculas, desde que
mantidos nas mesmas
condições de temperatura
e pressão”.
LEI OU HIPÓTESE
DE AVOGADRO
Para melhor entender a Lei de Gay-
Lussac, o italiano Amedeo Avogadro
introduziu o conceito de moléculas,
explicando por que a relação dos volumes é
dada por números inteiros. Dessa forma foi
estabelecido o enunciado do volume molar.
LEI OU HIPÓTESE
DE AVOGADRO
Exemplo:
LEI OU HIPÓTESE
DE AVOGADRO
Leis
ponderais
Lei de conservação da
massa (Lavoisier)
Lei das proporções
constantes (Proust)
Leis
volumétricas
Leis das
combinações
químicas
Lei Gay Lussac
Lei de Avogadro
Em um sistema, a massa
total dos reagentes é igual à
massa total dos produtos
Toda substância apresenta
uma proporção constante em
sua massa e a proporção na
qual as substâncias reagem e
se formam é constante.
Os volumes de todos os gases
envolvidos em um processo
químico estão entre si em
uma relação de números
inteiros e simples, se
estiverem nas CNTP.
Volumes iguais de gases
diferentes possuem o mesmo
número de moléculas, desde
que mantidos CNTP
VAMOS EXERCITAR
(UFES-ES) Três balões
H2, N2 e O2, conforme ilustrado abaixo:
Considerando-se que os gases estão sob
pressão de 1 atm e à mesma temperatura,
assinale a alternativa com o número possível
de moléculas de H2, N2 e O2 contidas nos
balões:
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
VAMOS EXERCITAR
(UFES-ES) Três balões
H2, N2 e O2, conforme ilustrado abaixo:
Considerando-se que os gases estão sob
pressão de 1 atm e à mesma temperatura,
assinale a alternativa com o número possível
de moléculas de H2, N2 e O2 contidas nos
balões:
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
RESPOSTA
Letra (c)
AGORA É SUA VEZ!
(UNIFESP-SP) Considere recipientes com
os seguintes volumes de substâncias
gasosas, nas mesmas condições de pressão e
temperatura.
AGORA É SUA VEZ!
(UNIFESP-SP) Considere recipientes com
os seguintes volumes de substâncias
gasosas, nas mesmas condições de pressão e
temperatura.
Com base no Princípio de Avogadro
("Volumes iguais de gases quaisquer,
mantidos nas mesmas condições de
temperatura e pressão, contêm o mesmo
número de moléculas."), é possível afirmar
que o número total de átomos é igual nos
recipientes que contêm:
a) CO e CO2 b) CO e O2
c) CO e C2H4d) CO2 e O2
e) CO2 e C2H4
Com base no Princípio de Avogadro
("Volumes iguais de gases quaisquer,
mantidos nas mesmas condições de
temperatura e pressão, contêm o mesmo
número de moléculas."), é possível afirmar
que o número total de átomos é igual nos
recipientes que contêm:
a) CO e CO2 b) CO e O2
c) CO e C2H4d) CO2 e O2
e) CO2 e C2H4
RESPOSTA
Letra (e)
Para resolver exercícios de cálculos
estequiométricos, devem ser obedecidos os
seguintes passos:
1º) Equaciona-se e ajusta-se a reação
química.
2º) Sublinham-se, na equação química, as
substâncias envolvidas nos dados e perguntas
do problema.
RESOLUÇÃO
DOS CÁLCULOS
Conceitos
fundamentais Mol
Constante de Avogadro
Volume Molar
Massa atômica
Massa molecular
Cálculos
Estequiométricos
Definição
Cálculos que possibilitam prever, a quantidade de
produtos obtidos a partir da quantidade de reagentes
consumidos, em uma reação química.
Etimologia
Estequiometria vem do grego stoicheia (partes mais
simples) e metreim (medida), ou seja, medida das partes
mais simples.
Métodos
Leis das combinações
químicas
Regras
Resolução
1º) Equaciona-se e ajusta-se a reação química
2°) Sublinham-se, na equação química, as
substâncias envolvidas nos dados e perguntas do
problema
Regras
3º) Abaixo das fórmulas, escrevem-se os dados
estequiométricos correspondentes às
unidades dos dados (mol, gramas, número de
átomos 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.
RESOLUÇÃO
DOS CÁLCULOS
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
1º) Equaciona-se e ajusta-se a reação química
2°) Sublinham-se, na equação química, as
substâncias envolvidas nos dados e perguntas do
problema
Regras
1) Relacionando grandezas e volume
Massa X Volume
Massa X Moléculas
Mol X Mol
Mol X Moléculas
Mol X Massa
TIPOS DE CÁLCULOS
Conceitos
fundamentais Mol
Constante de Avogadro
Volume Molar
Massa atômica
Massa molecular
Cálculos
Estequiométricos
Definição
Cálculos que possibilitam prever, a quantidade de
produtos obtidos a partir da quantidade de reagentes
consumidos, em uma reação química.
Etimologia
Estequiometria vem do grego stoicheia (partes mais
simples) e metreim (medida), ou seja, medida das partes
mais simples.
Métodos
Leis das combinações
químicas
Tipos
Regras
Resolução
MASSA X VOLUME
Na reação gasosa N2 + H2  NH3, qual o
volume de NH3 obtido nas CNTP, quando se
reagem totalmente 18g de H2?
1. Acerte os coeficientes da equação:
1N2 +3H22NH3.
MASSA X VOLUME
3. Veja os dados informados (18g de H2) e o
que está sendo solicitado (volume de NH3 nas
CNTP) e 4. escreva os dados
estequiométricos correspondentes às
unidades e estabeleça uma regra de três.
3H2- - - - - - - - - - 2NH3
3x2g- - - - - - - - -- 2x22,4L
18g- - - - - - - -- - - x
x= 134,4L
VAMOS EXERCITAR
(Puc-camp) Combustível e importante
reagente na obtenção de amônia e
compostos orgânicos saturados, o hidrogênio
pode ser obtido pela reação:
NaH(s) + H2O(l)  NaOH(aq) + H2(g)
Quantos litros do gás, nas condições
ambiente, podem ser obtidos pela hidrólise
de 60,0g de hidreto de sódio?
Dado: Volume molar, nas condições
ambiente = 24,5L/mol
Massa molar do NaH = 24g/mol
a) 61,2
b) 49,0
c) 44,8
d) 36,8
e) 33,6
VAMOS EXERCITAR
(Puc-camp) Combustível e importante
reagente na obtenção de amônia e
compostos orgânicos saturados, o hidrogênio
pode ser obtido pela reação:
NaH(s) + H2O(l)  NaOH(aq) + H2(g)
Quantos litros do gás, nas condições
ambiente, podem ser obtidos pela hidrólise
de 60,0g de hidreto de sódio?
Dado: Volume molar, nas condições
ambiente = 24,5L/mol
Massa molar do NaH = 24g/mol
a) 61,2
b) 49,0
c) 44,8
d) 36,8
e) 33,6
RESPOSTA
Letra a
MASSA X MOLÉCULAS
Na reação gasosa N2 + H2  NH3, qual o
número de moléculas de NH3 obtido, quando
se reagem totalmente 18g de H2 ?
Acerte os coeficientes da equação:
1N 2 +3 H2  2NH3
MASSA X MOLÉCULAS
Na reação gasosa N2 + H2  NH3, qual o número
de moléculas de NH3 obtido, quando se reagem
totalmente 18g de H2 ?
Acerte os coeficientes da equação:
1N 2 +3 H2  2NH3
Dados: 18g de H2.
Estabeleçcer uma regra de três, para encontrar
nº de moléculas de NH3.
3 H2 - - - - - 2NH3
3 x 2g- - - - -2 x 6,02x1023
18g- - - - - - - X
X= 18,06x1023
ou
X= 1,806x1024
moléculas
VAMOS EXERCITAR
(MACK SP) O peso de um diamante é expresso
em quilates. Um quilate, que é dividido em 100
pontos, equivale a 200 mg. O número de átomos de
carbono existente em um diamante de 25 pontos é
de:
Dados: e Constante de Avogadro = 6,0.1023
mol-1
a) 25.1020
b) 50.1023
c) 50.1020
d) 200.1023
e) 25.1023
C12
6
VAMOS EXERCITAR
(MACK SP) O peso de um diamante é expresso
em quilates. Um quilate, que é dividido em 100
pontos, equivale a 200 mg. O número de átomos de
carbono existente em um diamante de 25 pontos é
de:
Dados: e Constante de Avogadro = 6,0.1023
mol-1
a) 25.1020
b) 50.1023
c) 50.1020
d) 200.1023
e) 25.1023
C12
6
RESPOSTA
Letra (a)
MOL X MOL
Exemplo:
Calcule o número de mols de H3PO4
necessários para reagir totalmente com 9 mols
de Ca(OH)2 .
1. Escrever a equação relacionada com o
problema.
2. Acertar os coeficientes estequiométricos da
equação.
MOL X MOL
3. Relacionar cada coeficiente com a
quantidade em mols das substâncias
envolvidas.
Estabelecendo e resolvendo a proporção,
teremos:
VAMOS EXERCITAR
(UEL)Considere a reação de decomposição
térmica de 0,50 mol de dicromato de
amônio, de acordo com a equação:
(NH4)2Cr2O7(s)  N2(g) + 4 H2O(l) +
Cr2O3(s)
A quantidade do óxido metálico obtido, em
mols, é:
a) 1,5 b) 1,0 c) 0,75 d) 0,50 e) 0,25
RESPOSTA
Letra (d)
http://www.sosquimica.com.br/calculos.htm
MOL X MOLÉCULAS
Na reação gasosa N2 + H2  NH3, qual a massa,
em g, de NH3 obtida, quando se reagem totalmente
18g de H2?
1. Acerte os coeficientes da equação:
1N2 +3H2 2NH3.
2. Veja os dados informados (18g de H2) e o que está
sendo solicitado (massa de NH3) e estabeleça uma
regra de três.
3H2- - - - - - - - - 2NH3
3x2g- - - - - - - - 2x17g
VAMOS EXERCITAR
(UFPB) Um comprimido de aspirina contém
120mg de ácido acetilsalicílico C9H8O4. O
número de moléculas do ácido contidas em
um comprimido de aspirina é:
a) 4. 1023
b) 4. 1018
c) 6. 1023
d) 7,2.1022
e) 4.1020
VAMOS EXERCITAR
(UFPB) Um comprimido de aspirina contém
120mg de ácido acetilsalicílico C9H8O4. O
número de moléculas do ácido contidas em
um comprimido de aspirina é:
a) 4. 1023
b) 4. 1018
c) 6. 1023
d) 7,2.1022
e) 4.1020
RESPOSTA
Letra (a)
MOL X MASSA
Exemplo:
Quantos gramas de H2 são liberados na reação
completa de 2 mols de cálcio metálico com ácido
clorídrico ?
Dado: H2 = 2 g/mol
1. Escrever a equação relacionada com o
problema.
2. Acertar os coeficientes estequiométricos da
equação.
MOL X MASSA
3. Relacionar cada coeficiente com a
quantidade em mols das substâncias
envolvidas, fazendo, se necessário, as
transformação de mols para gramas.
Estabelecendo e resolvendo a proporção,
teremos:
VAMOS EXERCITAR
(U. F Viçosa-MG) A adição de pequena
quantidade de selênio durante a
fabricação de vidro permite a obtenção de
vidro colorido em diversas tonalidades de
vermelho. Uma taça de vidro de 79 g foi
manufaturada a partir de vidro contendo
1% em massa de selênio. A quantidade de
matéria (número de mol) de selênio
contida na taça, em mol é:
a) 0,01 b) 0,10 c) 1,00 d) 7,90 e) 0,79
RESPOSTA
Letra (e)
Conceitos
fundamentais Mol
Constante de Avogadro
Volume Molar
Massa atômica
Massa molecular
Cálculos
Estequiométricos
Definição
Cálculos que possibilitam prever, a quantidade de
produtos obtidos a partir da quantidade de reagentes
consumidos, em uma reação química.
Etimologia
Estequiometria vem do grego stoicheia (partes mais
simples) e metreim (medida), ou seja, medida das partes
mais simples.
Métodos
Leis das combinações
químicas
Exemplos Mol X Mol
Mol X Massa
Grandeza X Volume
Massa X Massa
Massa X Molécula
Regras de resolução
PRÓXIMA AULA:
Cálculos estequiométricos (Parte 2)
Tipos de cálculos
2) Volume fora das CNTP
3) Casos Particulares
- Pureza
- Rendimento
- Excesso de reagentes
- Reações Consecutivas
BIBLIOGRAFIA
LEMBO, antônio
http://www.vestibulandoweb.com.br/quimica/teoria/m
http://www.infoescola.com/quimica/massas-atomicas-
http://www.profjoaoneto.com/quimicag/massaat.htm
http://qnesc.sbq.org.br/online/qnesc01/atual.pdf
Estudo do mol,
http://turmadomario.com.br/cms/images/download/quim
 Biografia, Amedeo Avogadro
http://www.portalsaofrancisco.com.br/alfa/biografia-avogadro/
 Constante de Avogadro
http://www.profpc.com.br/Grandes%20Nomes%20da%20Ci%C3
 Líria Alves, constante de Avogadro
http://pt.scribd.com/doc/53555083/Constante-de-Avogadro
RUSSEL, J.B. Química Geral. McGraw-Hill, 1982.
 Cálculo estequiométrico
http://www.agamenonquimica.com/docs/teoria/ger
al/calculo_estequiometrico.pdf
AGORA É SUA VEZ!
(UERJ – 2003) Toda a matéria orgânica ou
inorgânica é constituída por átomos e a massa dos
átomos é praticamente igual à massa do núcleo
atômico.
Baseando-se no conceito de massa molar, o
número de prótons e nêutrons existentes em um
indivíduo adulto de 70 kg pode ser estimado em:
Dado: 1 g de matéria = 6,0 x 1023
u
a) 4 × 1028
b) 6 × 1023
c) 1 × 103
d) 7 × 104

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www.AulasEnsinoMedio.com.br - Química - Cálculo Estequimétrico (Parte 1)

  • 2. Conceitos fundamentais Mol Constante de Avogadro Volume Molar Massa atômica Massa molecular Cálculos Estequiométricos Definição Etimologia Métodos Leis das combinações químicas Tipos Mol X Mol Mol X Massa Grandeza X Volume Massa X Massa Massa X Molécula Regras Resolução
  • 3. CÁLCULOS ESTEQUIOMÉTRICOS Definição: Cálculos estequiométricos são cálculos que permitem prever, a quantidade de produtos que podem ser obtidos a partir de uma certa quantidade de reagentes consumidos, em uma reação química, ou seja são aplicadas as leis das combinações químicas às reações.
  • 4. Cálculos Estequiométricos Definição Cálculos que possibilitam prever, a quantidade de produtos obtidos a partir da quantidade de reagentes consumidos, em uma reação química.
  • 5. CÁLCULOS ESTEQUIOMÉTRICOS Etimologia: A palavra estequiometria vem do grego stoicheia (partes mais simples) e metreim (medida), ou seja, medida das partes mais simples. Essas quantidades podem ser expressas de diversas maneiras: massa, volume, quantidade de matéria (mol), número de moléculas.
  • 6. Cálculos Estequiométricos Definição Cálculos que possibilitam prever, a quantidade de produtos obtidos a partir da quantidade de reagentes consumidos, em uma reação química. Etimologia Origem grego Stoicheia (partes mais simples) Metreim (medida) significado Medida das partes mais simples
  • 7. Massa atômica Massa molecular Mol Constante de Avogadro Volume Molar CONCEITOS FUNDAMENTAIS
  • 8. MASSA ATÔMICA Massa atômica (MA) é um número que indica quantas vezes um átomo de um determinado elemento químico é mais pesado 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. RELEMBRANDO... Os isótopos são átomos de um mesmo elemento químico que possuem o mesmo número atômico(Z) e diferentes números de massa(A). Na tabela periódica encontramos o número de massa(A) dos elementos, que é um número inteiro, positivo e sem unidade, pois representa a soma do número de prótons e nêutrons (A = p+n).
  • 10. MASSA ATÔMICA 1 /12 do átomo padrão = 1 uma Unidade da massa atômica: u.m.a
  • 11. Conceitos fundamentais Massa atômica Cálculos Estequiométricos Definição Cálculos que possibilitam prever, a quantidade de produtos obtidos a partir da quantidade de reagentes consumidos, em uma reação química. Etimologia Origem grego Stoicheia (partes mais simples) Metreim (medida) significado Medida das partes mais simples
  • 12. Unidade Definição Número de vezes que um átomo de um elemento químico é mais pesado que 1/12 do isótopo do carbono 12 u.m.a Padrão 6C12 Massa atômica
  • 13. MASSA ATÔMICA Exemplo: Quando dizemos que a massa atômica do átomo de 32 S é igual a 32 u, concluímos que: – a massa atômica de um átomo de 32 S é igual a 32 vezes a massa de 1 /12 do átomo de 12 C.
  • 14. Unidade Definição Número de vezes que um átomo de um elemento químico é mais pesado que 1/12 do isótopo do carbono 12 u.m.a Padrão 6C12 Exemplo massa atômica de 32 S é igual a 32u, ou seja, 32 vezes a massa de 1 /12 do átomo de 12 C Massa atômica
  • 15. CÁLCULO DA MASSA ATÔMICA A maioria dos elementos apresenta isótopos. A massa atômica de um elemento é dada pela média ponderada das massas isotópicas. Sendo assim, a massa atômica de um elemento hipotético A, constituído dos isótopos naturais A1, A2, ...., An, pode ser calculada por:
  • 16. Cálculo Unidade Definição Número de vezes que um átomo de um elemento químico é mais pesado que 1/12 do isótopo do carbono 12 u.m.a Padrão 6C12 Exemplo massa atômica de 32 S é igual a 32u, ou seja, 32 vezes a massa de 1 /12 do átomo de 12 C Massa atômica Média ponderada das massas isotópicas
  • 17. O cloro, por exemplo, é constituído por uma mistura de 2 isótopos de massas atômicas, respectivamente, 35 e 37. A massa atômica do cloro é dada pela média ponderada das massas isotópicas: CÁLCULO DA MASSA ATÔMICA
  • 18. Quando dizemos que a massa atômica do elemento cloro é 35,5 u, concluímos que:  cada átomo do elemento cloro pesa em média 35,5 u;  cada átomo do elemento cloro pesa em média 35,5 vezes mais que da massa do C12 CÁLCULO DA MASSA ATÔMICA
  • 19. VAMOS EXERCITAR? Um elemento teórico é formado por dois isótopos A e B. A tabela a seguir indica a composição isotópica do elemento. Sabendo-se que o elemento possui massa atômica igual a 106 u, pode-se afirmar que: a) x = 70. b) y = 70. c) x = 50. d) y = 10. e) x = 75.
  • 20. VAMOS EXERCITAR? Um elemento teórico é formado por dois isótopos A e B. A tabela a seguir indica a composição isotópica do elemento. Sabendo-se que o elemento possui massa atômica igual a 106 u, pode-se afirmar que: a) x = 70. b) y = 70. c) x = 50. d) y = 10. e) x = 75.
  • 21. RESPOSTA Aplicando a fórmula temos: 106 = 100X + 120(100-X) 100 106 x 100= 100X + 120000-120X 10600 = -20X +12000 20X = 1400 X = 70 (letra a)
  • 22. AGORA É SUA VEZ! (Fuvest) O carbono ocorre na natureza como uma mistura de átomos dos quais 98,90% são 12 C e 1,10% são 13 C. a) Explique o significado das representações 12 C e 13 C. b) Com esses dados, calcule a massa atômica do carbono natural. Dados: massas atômicas: 12 C=12,000; 13 C=13,003
  • 23. AGORA É SUA VEZ! (Fuvest) O carbono ocorre na natureza como uma mistura de átomos dos quais 98,90% são 12 C e 1,10% são 13 C. a) Explique o significado das representações 12 C e 13 C. b) Com esses dados, calcule a massa atômica do carbono natural. Dados: massas atômicas: 12 C=12,000; 13 C=13,003
  • 24. RESPOSTA a) Isótopos do elemento químico carbono de números 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
  • 25. MASSA MOLECULAR A massa molecular (MM) é a soma das massas atômicas dos átomos que compõem uma molécula. Exemplo: Em uma molécula de água (H2O) , teremos: H = 1u , como são dois hidrogênios = 2u O = 16u H2O = 2u + 16u = 18u
  • 26. Conceitos fundamentais Massa atômica Massa molecular Cálculos Estequiométricos Definição Cálculos que possibilitam prever, a quantidade de produtos obtidos a partir da quantidade de reagentes consumidos, em uma reação química. Etimologia Origem grego Stoicheia (partes mais simples) Metreim (medida) significado Medida das partes mais simples Soma das massas atômicas dos átomos que compõem uma molécula
  • 27. VAMOS EXERCITAR (UEL-PR) Assinale a opção que apresenta as massas moleculares dos seguintes compostos: 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.
  • 28. VAMOS EXERCITAR (UEL-PR) Assinale a opção que apresenta as massas moleculares dos seguintes compostos: 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. RESPOSTA C6H12O6  6 x 12u + 12 x 1u + 6 x 16u = 72 + 12 + 96 = 180u Ca3(PO4)2  3 x 40u + 2 x 31u + 8 x 16u = 120 + 62 + 128 = 310u Ca(OH)2  40u + 2 x 16u + 2x 1u = 40 + 32 + 2 = 74u Letra a) 180, 310 e 74.
  • 30. AGORA É SUA VEZ! (U. ANÁPOLIS-GO) Um composto Al2(XO4)3 apresenta uma massa molecular igual a 342 u. 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.
  • 31. AGORA É SUA VEZ! (U. ANÁPOLIS-GO) Um composto Al2(XO4)3 apresenta uma massa molecular igual a 342 u. 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. RESPOSTA Al2(XO4)3 342 = 2 x 27u + 3X + 12 x 16u 3X = -(54 + 192) + 342 3x = 342- 246 X = 96 3 X = 32u ( letra c)
  • 33. MOL Definição: Mol é a unidade (SI) que expressa a quantidade de matéria de um sistema (que contém tantas partículas quantos átomos existem em 0,0012kg de 12C).
  • 34. Conceitos fundamentais Massa atômica Cálculos Estequiométricos Definição Cálculos que possibilitam prever, a quantidade de produtos obtidos a partir da quantidade de reagentes consumidos, em uma reação química. Mol Massa molecular Etimologia Origem grego Stoicheia (partes mais simples) Metreim (medida) significado Medida das partes mais simples
  • 35. Mol Unidade Definição Unidade que expressa a quantidade de matéria de um sistema mol
  • 36. MOL Massa molar: É a massa, em gramas, de um mol da substância. Podemos utilizar a fórmula: m = massa da amostra (g) M = massa molar (g/mol) Logo, n = número de mol (mol)
  • 37. Mol Unidade Definição Unidade que expressa a quantidade de matéria de um sistema mol Cálculo m = massa da amostra (g) M = massa molar (g/mol) n = número de mol (mol) Massa Massa molar Massa de um mol em gramas definição
  • 38. MOL Exemplo: A quantidade da matéria que corresponde a 20g de H2SO4 é:
  • 39. VAMOS EXERCITAR (MACK-SP) Um copo contém 90g de água e 17,1g de sacarose. Indique a quantidade de matéria total contida no copo. Dados: massa molar da água = 18 g/mol e massa molar da sacarose= 342 g/mol. a) 9,71 mol b) 5,05mol c) 0,05mol d) 3,42mol e) 9,05 mol
  • 40. AGORA É SUA VEZ! (UERJ – 2003) Toda a matéria orgânica ou inorgânica é constituída por átomos e a massa dos átomos é praticamente igual à massa do núcleo atômico. Baseando-se no conceito de massa molar, o número de prótons e nêutrons existentes em um indivíduo adulto de 70 kg pode ser estimado em: Dado: 1 g de matéria = 6,0 x 1023 u a) 4 × 1028 b) 6 × 1023 c) 1 × 103 d) 7 × 104
  • 41. RESPOSTA a) 9,71 mol b) 5,05mol c) 0,05mol d) 3,42mol e) 9,05 mol
  • 42. CONSTANTE DE AVOGADRO Definição: é uma constante física fundamental que representa um mol de entidades elementares (significando átomos, moléculas, íons, elétrons, outras partículas, ou grupos específicos de tais partículas). Formalmente, a constante de Avogadro é definida como o número de átomos de carbono-12 em 12 gramas (0,012 kg) de carbono-12, o que é aproximadamente igual a 6,02 × 1023 .
  • 43. Conceitos fundamentais Massa atômica Cálculos Estequiométricos Definição Cálculos que possibilitam prever, a quantidade de produtos obtidos a partir da quantidade de reagentes consumidos, em uma reação química. Mol Constante de Avogadro Massa molecular Etimologia Origem grego Stoicheia (partes mais simples) Metreim (medida) significado Medida das partes mais simples
  • 44. Constante de Avogadro Valor Definição constante física que representa um mol de entidades elementares 6,02 x 1023
  • 45. 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. CONSTANTE DE AVOGADRO
  • 46. Constante de Avogadro Valor Definição constante física que representa um mol de entidades elementares 6,02 x 1023 Origem proveniente dos estudos de Amedeo Avogadro, cientista estudava os gases.
  • 47. CONSTANTE DE AVOGADRO Exemplo: Cálculo da quantidade de átomos em 50 gramas de Sódio (Na). Massa atômica do Sódio = 23 g Estabelecendo uma relação com o número de Avogadro temos: 1 mol de Na = 23 g = 6,02 x 1023
  • 48. 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)
  • 49. VAMOS EXERCITAR (Cesgranrio) Um frasco contém uma mistura de 16 gramas de oxigênio e 55 gramas de gás carbônico. O número total de moléculas 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 .
  • 50. VAMOS EXERCITAR (Cesgranrio) Um frasco contém uma mistura de 16 gramas de oxigênio e 55 gramas de gás carbônico. O número total de moléculas 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 .
  • 51. RESPOSTA CO2  12u + 2 x 16u = 44u O2  2x 16u = 32u 1mol de CO2---- 44g X ----- 55g X = 1,25 mol 1mol de O2---- 32g Y-----16g Y = 0,50 mol Somando: 1,25 mol + 0,50 mol = 1,75 mol 1mol ----- 6,02 x 10 23 1,75 mol -----Y Y = 1,05 x 10 24 (letra c)
  • 52. AGORA É SUA VEZ! (UERJ 2003) Quatro frascos - I, II, III e IV - contêm oxigênio molecular nas condições normais. A quantidade de substância contida em cada um está representada nos rótulos transcritos a seguir:
  • 53. O frasco que contém o maior número de átomos de oxigênio é o de número: a) I b) II c) III d) IV
  • 54. AGORA É SUA VEZ! (UERJ 2003) Quatro frascos - I, II, III e IV - contêm oxigênio molecular nas condições normais. A quantidade de substância contida em cada um está representada nos rótulos transcritos a seguir:
  • 55. O frasco que contém o maior número de átomos de oxigênio é o de número: a) I b) II c) III d) IV
  • 56. RESPOSTA I- 3,0 x 10 23 II- 1 mol --- 6,02 x 10 23 III- 32g----- 1,02 x 10 23 16g----- X = 3,01 x 10 23 IV- 22,4L----- 6,02 x 10 23 5,6 L----- Y Y = 1,5 x 10 23 (letra b)
  • 57. VOLUME MOLAR Definição: Volume molar é o volume fixo determinado a partir de observações experimentais, em que foi constatado que um mol de moléculas de qualquer substância gasosa, nas condições normais de temperatura e pressão, CNTP (0º e 1 atm), ocupa um volume constante de 22, 4 L.
  • 58. Conceitos fundamentais Massa atômica Cálculos Estequiométricos Definição Cálculos que possibilitam prever, a quantidade de produtos obtidos a partir da quantidade de reagentes consumidos, em uma reação química. Etimologia Estequiometria vem do grego stoicheia (partes mais simples) e metreim (medida), ou seja, medida das partes mais simples. Mol Constante de Avogadro Volume Molar Massa molecular
  • 59. Volume Molar Valor Definição Volume fixo que um mol de moléculas de qualquer substância gasosa, nas CNTP (0º e 1 atm), ocupa. 22, 4 L
  • 60. Calcule o volume de H2 (g), liberado nas CNTP quando 80 mg de cálcio reagem completamente com água. Dado: Volume molar (CNTP) = 22,7 L/mol Ca + 2 H2O  Ca(OH)2 + H2 VAMOS EXERCITAR
  • 61. Calcule o volume de H2 (g), liberado nas CNTP quando 80 mg de cálcio reagem completamente com água. Dado: Volume molar (CNTP) = 22,7 L/mol Ca + 2 H2O  Ca(OH)2 + H2 VAMOS EXERCITAR
  • 63. AGORA É SUA VEZ! (FEI-SP) Uma residência consumiu no ano 2000, entre os meses de janeiro e março, 1,6 kg de gás natural. O volume consumido, em metros cúbicos (m3 ) medido nas CNTP, considerando o gás natural como metano (CH4) puro, é: (H = 1, C = 12, volume molar nas CNTP 22,4 L/mol) a) 2,24 b) 22,4 c) 44,8 d) 4,48 e) 2,48
  • 64. AGORA É SUA VEZ! (FEI-SP) Uma residência consumiu no ano 2000, entre os meses de janeiro e março, 1,6 kg de gás natural. O volume consumido, em metros cúbicos (m3 ) medido nas CNTP, considerando o gás natural como metano (CH4) puro, é: (H = 1, C = 12, volume molar nas CNTP 22,4 L/mol) a) 2,24 b) 22,4 c) 44,8 d) 4,48 e) 2,48
  • 65. RESPOSTA CH4  12u + 4 x 1u = 16 u 1 mol de CH4--- 16 g 16g----- 22,4 L 1600g --- X X = 2240L 1L – 10 -3 m3 2240L----Y Y = 2,24 m3 (Letra a)
  • 66. LEI DAS COMBINAÇÕES QUÍMICAS Leis ponderais: -Lei da conservação da massa ou Lei de Lavoisier -Lei das proporções constantes ou Lei de Proust  Leis volumétricas: -Lei de Gay-Lussac -Lei ou hipótese de Avogadro
  • 67. LEI DA CONSERVAÇÃO DA MASSA (LAVOISIER) “Em um sistema, a massa total dos reagentes é igual à massa total dos produtos”. Veja o exemplo: A + B  AB 2g 5g 7g
  • 68. Conceitos fundamentais Mol Constante de Avogadro Volume Molar Massa atômica Massa molecular Cálculos Estequiométricos Definição Cálculos que possibilitam prever, a quantidade de produtos obtidos a partir da quantidade de reagentes consumidos, em uma reação química. Etimologia Estequiometria vem do grego stoicheia (partes mais simples) e metreim (medida), ou seja, medida das partes mais simples. Métodos Leis das combinações químicas
  • 69. Leis ponderais Lei de conservação da massa (Lavoisier) Leis das combinações químicas Em um sistema, a massa total dos reagentes é igual à massa total dos produtos
  • 70. VAMOS EXERCITAR Dada a seguinte reação de combustão do etanol: C2H6O + 3 O2  2 CO2 + 3 H2O De acordo com a estequiometria da reação, 10g de etanol reagem com certa massa de oxigênio, produzindo 19g de gás carbônico e 12g de água. Pode-se afirmar que a massa de oxigênio necessária para reagir completamente com todo o álcool usado é de: a) 12g b) 18g c) 21g d) 32g e) 64g
  • 71. VAMOS EXERCITAR Dada a seguinte reação de combustão do etanol: C2H6O + 3 O2  2 CO2 + 3 H2O De acordo com a estequiometria da reação, 10g de etanol reagem com certa massa de oxigênio, produzindo 19g de gás carbônico e 12g de água. Pode-se afirmar que a massa de oxigênio necessária para reagir completamente com todo o álcool usado é de: a) 12g b) 18g c) 21g d) 32g e) 64g
  • 72. RESPOSTA C2H6O  46u O2  32u 46g---96g 10g--- X X= 960 = 20,87 46 10 + Y  31(9 + 12 ) Y = 31-10 Y= 21 Letra (c)
  • 73. AGORA É SUA VEZ! (UFMG-MG) Em um experimento, soluções aquosas de nitrato de prata, AgNO3, e de cloreto de sódio, NaCl, reagem entre si e formam cloreto de prata, AgCl, sólido branco insolúvel, e nitrato de sódio, NaNO3, sal solúvel em água. A massa desses reagentes e a de seus produtos estão apresentadas neste quadro:
  • 74. Considere que a reação foi completa e que não há reagentes em excesso. Assim sendo, é CORRETO afirmar que X, ou seja, a massa de cloreto de prata produzida é: a) 0,585 g b) 1,434 g c) 1,699 g d) 2,284 g e) 2,866 g
  • 75. AGORA É SUA VEZ! (UFMG-MG) Em um experimento, soluções aquosas de nitrato de prata, AgNO3, e de cloreto de sódio, NaCl, reagem entre si e formam cloreto de prata, AgCl, sólido branco insolúvel, e nitrato de sódio, NaNO3, sal solúvel em água. A massa desses reagentes e a de seus produtos estão apresentadas neste quadro:
  • 76. Considere que a reação foi completa e que não há reagentes em excesso. Assim sendo, é CORRETO afirmar que X, ou seja, a massa de cloreto de prata produzida é: a) 0,585 g b) 1,434 g c) 1,699 g d) 2,284 g e) 2,866 g
  • 77. RESPOSTA AgNO3 + NaCl  AgCl + NaNO3 1,699 0,585 X ,850 X= 1,434g Letra (b)
  • 78. LEI DAS PROPORÇÕES CONSTANTES (PROUST) “ Toda substância apresenta uma proporção constante em massa, na sua composição, e a proporção na qual as substâncias reagem e se formam é constante”.
  • 79. Veja o exemplo: A + B  AB 2g 5g 7g 4g 10g 14g Com a Lei de Proust podemos prever as quantidades das substâncias que participarão de uma reação química. LEI DAS PROPORÇÕES CONSTANTES (PROUST)
  • 80. Leis ponderais Lei de conservação da massa (Lavoisier) Lei das proporções constantes (Proust) Leis das combinações químicas Em um sistema, a massa total dos reagentes é igual à massa total dos produtos Toda substância apresenta uma proporção constante em sua massa e a proporção na qual as substâncias reagem e se formam é constante.
  • 81. VAMOS EXERCITAR (Covest-2000) O etanol é obtido da sacarose por fermentação conforme a equação: Determine a massa de etanol obtida pela fermentação de 171g de sacarose. As massas molares da sacarose e do etanol são, respectivamente, 342 g e 46 g.
  • 82. VAMOS EXERCITAR (Covest-2000) O etanol é obtido da sacarose por fermentação conforme a equação: Determine a massa de etanol obtida pela fermentação de 171g de sacarose. As massas molares da sacarose e do etanol são, respectivamente, 342 g e 46 g.
  • 83. RESPOSTA 5,2 . 1026 moléculas de etanol
  • 84. AGORA É SUA VEZ! (Covest-2009) A decomposição do carbonato de cálcio, por aquecimento, produz óxido de cálcio e dióxido de carbono. A partir de 100 g de carbonato de cálcio, e sabendo-se as massas molares: Ca(40 g/mol), C(12 g/mol) e O (16 g/mol), é correto afirmar que:
  • 85. a) pode-se obter no máximo 40 g de óxido de cálcio. b) se tivermos este sistema em equilíbrio, o mesmo será deslocado no sentido de produtos, caso aumentemos a pressão sobre o mesmo. c) pode-se obter no máximo 1 mol de dióxido de carbono. d) pode-se obter no máximo 200 g de produtos. e) se forem consumidos 50 g de carbonato de cálcio, serão produzidos 1 mol de óxido de cálcio.
  • 86. AGORA É SUA VEZ! (Covest-2009) A decomposição do carbonato de cálcio, por aquecimento, produz óxido de cálcio e dióxido de carbono. A partir de 100 g de carbonato de cálcio, e sabendo-se as massas molares: Ca(40 g/mol), C(12 g/mol) e O (16 g/mol), é correto afirmar que:
  • 87. a) pode-se obter no máximo 40 g de óxido de cálcio. b) se tivermos este sistema em equilíbrio, o mesmo será deslocado no sentido de produtos, caso aumentemos a pressão sobre o mesmo. c) pode-se obter no máximo 1 mol de dióxido de carbono. d) pode-se obter no máximo 200 g de produtos. e) se forem consumidos 50 g de carbonato de cálcio, serão produzidos 1 mol de óxido de cálcio.
  • 88. RESPOSTA Letra (c) CaCO3 (s)  CaO (s) + CO2 (g) 100g 56g 44g 1 mol 1 mol 1 mol
  • 89. LEI DE GAY-LUSSAC “Os volumes de todas as substâncias gasosas envolvidas em um processo químico estão entre si em uma relação de números inteiros e simples, desde que medidos à mesma 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
  • 90. Cabe aqui observar que nem sempre a soma dos volumes dos reagentes é igual à dos produtos. Isso quer dizer que não existe lei de conservação de volume, como ocorre com 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 LEI DE GAY-LUSSAC
  • 91. Leis ponderais Lei de conservação da massa (Lavoisier) Lei das proporções constantes (Proust) Leis volumétricas Leis das combinações químicas Lei Gay Lussac Em um sistema, a massa total dos reagentes é igual à massa total dos produtos Toda substância apresenta uma proporção constante em sua massa e a proporção na qual as substâncias reagem e se formam é constante. Os volumes de todos os gases envolvidos em um processo químico estão entre si em uma relação de números inteiros e simples, se estiverem nas CNTP.
  • 92. (UNIFOR CE/2007) A Lei de Gay-Lussac estabelece que, quando gases reagem entre si, à temperatura e pressão constantes, seus volumes de combinação relacionam-se, entre si, na razão de números inteiros. É assim que, para a formação de amônia gasosa a 500ºC, os volumes de hidrogênio e nitrogênio que reagem, guardam, entre si, uma relação igual a: a)1/2 b)2/1 c)3/1 d)3/2 e)1/1 VAMOS EXERCITAR
  • 93. (UNIFOR CE/2007) A Lei de Gay-Lussac estabelece que, quando gases reagem entre si, à temperatura e pressão constantes, seus volumes de combinação relacionam-se, entre si, na razão de números inteiros. É assim que, para a formação de amônia gasosa a 500ºC, os volumes de hidrogênio e nitrogênio que reagem, guardam, entre si, uma relação igual a: a)1/2 b)2/1 c)3/1 d)3/2 e)1/1 VAMOS EXERCITAR
  • 95. AGORA É SUA VEZ! (UNI-RO/2010) Verifica-se, experimentalmente, que, na reação entre os gases hidrogênio e oxigênio, em condições de temperatura e pressão constantes, 6 mL de gás hidrogênio são consumidos ao reagirem com 3 mL de oxigênio, produzindo 6 mL de vapor de água. Sobre essa reação, pode-se afirmar:
  • 96. a) Durante a reação houve uma contração de volume igual a 1/3 do volume inicial. b) A proporção volumétrica é 1:2:1, pois coincide com os coeficientes da equação da reação. c) O volume de gás oxigênio necessário para reagir com 25 L de hidrogênio é 50 L. d) Essa reação não obedece à lei das combinações dos volumes gasosos. e) Nas condições propostas, os volumes dos reagentes e produtos não podem ser determinados.
  • 97. AGORA É SUA VEZ! (UNI-RO/2010) Verifica-se, experimentalmente, que, na reação entre os gases hidrogênio e oxigênio, em condições de temperatura e pressão constantes, 6 mL de gás hidrogênio são consumidos ao reagirem com 3 mL de oxigênio, produzindo 6 mL de vapor de água. Sobre essa reação, pode-se afirmar:
  • 98. a) Durante a reação houve uma contração de volume igual a 1/3 do volume inicial. b) A proporção volumétrica é 1:2:1, pois coincide com os coeficientes da equação da reação. c) O volume de gás oxigênio necessário para reagir com 25 L de hidrogênio é 50 L. d) Essa reação não obedece à lei das combinações dos volumes gasosos. e) Nas condições propostas, os volumes dos reagentes e produtos não podem ser determinados.
  • 99. RESPOSTA 2 H2 + O2  2H2O 2 x 22400 mL 2 x 22400 mL 6mL 3mL 6mL 9 – 3 = 6mL Letra (a)
  • 100. (UFMA) “Quando um elemento A se combina com um outro elemento B formando mais de um composto (Ex.: S e O formando os óxidos SO2 e SO3), ele o faz de modo que a razão entre as massas de B é formada por números inteiros e pequenos.” Essa afirmação é a Lei de: a)Dalton b)Lavoisier c)Proust d)Boyle e)Gay-Lussac AGORA É SUA VEZ!
  • 101. (UFMA) “Quando um elemento A se combina com um outro elemento B formando mais de um composto (Ex.: S e O formando os óxidos SO2 e SO3), ele o faz de modo que a razão entre as massas de B é formada por números inteiros e pequenos.” Essa afirmação é a Lei de: a)Dalton b)Lavoisier c)Proust d)Boyle e)Gay-Lussac AGORA É SUA VEZ!
  • 103. “Volumes iguais de gases diferentes possuem o mesmo número de moléculas, desde que mantidos nas mesmas condições de temperatura e pressão”. LEI OU HIPÓTESE DE AVOGADRO
  • 104. Para melhor entender a Lei de Gay- Lussac, o italiano Amedeo Avogadro introduziu o conceito de moléculas, explicando por que a relação dos volumes é dada por números inteiros. Dessa forma foi estabelecido o enunciado do volume molar. LEI OU HIPÓTESE DE AVOGADRO
  • 106. Leis ponderais Lei de conservação da massa (Lavoisier) Lei das proporções constantes (Proust) Leis volumétricas Leis das combinações químicas Lei Gay Lussac Lei de Avogadro Em um sistema, a massa total dos reagentes é igual à massa total dos produtos Toda substância apresenta uma proporção constante em sua massa e a proporção na qual as substâncias reagem e se formam é constante. Os volumes de todos os gases envolvidos em um processo químico estão entre si em uma relação de números inteiros e simples, se estiverem nas CNTP. Volumes iguais de gases diferentes possuem o mesmo número de moléculas, desde que mantidos CNTP
  • 107. VAMOS EXERCITAR (UFES-ES) Três balões H2, N2 e O2, conforme ilustrado abaixo:
  • 108. Considerando-se que os gases estão sob pressão de 1 atm e à mesma temperatura, assinale a alternativa com o número possível de moléculas de H2, N2 e O2 contidas nos balões: 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
  • 109. VAMOS EXERCITAR (UFES-ES) Três balões H2, N2 e O2, conforme ilustrado abaixo:
  • 110. Considerando-se que os gases estão sob pressão de 1 atm e à mesma temperatura, assinale a alternativa com o número possível de moléculas de H2, N2 e O2 contidas nos balões: 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
  • 112. AGORA É SUA VEZ! (UNIFESP-SP) Considere recipientes com os seguintes volumes de substâncias gasosas, nas mesmas condições de pressão e temperatura.
  • 113. AGORA É SUA VEZ! (UNIFESP-SP) Considere recipientes com os seguintes volumes de substâncias gasosas, nas mesmas condições de pressão e temperatura.
  • 114. Com base no Princípio de Avogadro ("Volumes iguais de gases quaisquer, mantidos nas mesmas condições de temperatura e pressão, contêm o mesmo número de moléculas."), é possível afirmar que o número total de átomos é igual nos recipientes que contêm: a) CO e CO2 b) CO e O2 c) CO e C2H4d) CO2 e O2 e) CO2 e C2H4
  • 115. Com base no Princípio de Avogadro ("Volumes iguais de gases quaisquer, mantidos nas mesmas condições de temperatura e pressão, contêm o mesmo número de moléculas."), é possível afirmar que o número total de átomos é igual nos recipientes que contêm: a) CO e CO2 b) CO e O2 c) CO e C2H4d) CO2 e O2 e) CO2 e C2H4
  • 117. Para resolver exercícios de cálculos estequiométricos, devem ser obedecidos os seguintes passos: 1º) Equaciona-se e ajusta-se a reação química. 2º) Sublinham-se, na equação química, as substâncias envolvidas nos dados e perguntas do problema. RESOLUÇÃO DOS CÁLCULOS
  • 118. Conceitos fundamentais Mol Constante de Avogadro Volume Molar Massa atômica Massa molecular Cálculos Estequiométricos Definição Cálculos que possibilitam prever, a quantidade de produtos obtidos a partir da quantidade de reagentes consumidos, em uma reação química. Etimologia Estequiometria vem do grego stoicheia (partes mais simples) e metreim (medida), ou seja, medida das partes mais simples. Métodos Leis das combinações químicas Regras Resolução
  • 119. 1º) Equaciona-se e ajusta-se a reação química 2°) Sublinham-se, na equação química, as substâncias envolvidas nos dados e perguntas do problema Regras
  • 120. 3º) Abaixo das fórmulas, escrevem-se os dados estequiométricos correspondentes às unidades dos dados (mol, gramas, número de átomos 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. RESOLUÇÃO DOS CÁLCULOS
  • 121. 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 1º) Equaciona-se e ajusta-se a reação química 2°) Sublinham-se, na equação química, as substâncias envolvidas nos dados e perguntas do problema Regras
  • 122. 1) Relacionando grandezas e volume Massa X Volume Massa X Moléculas Mol X Mol Mol X Moléculas Mol X Massa TIPOS DE CÁLCULOS
  • 123. Conceitos fundamentais Mol Constante de Avogadro Volume Molar Massa atômica Massa molecular Cálculos Estequiométricos Definição Cálculos que possibilitam prever, a quantidade de produtos obtidos a partir da quantidade de reagentes consumidos, em uma reação química. Etimologia Estequiometria vem do grego stoicheia (partes mais simples) e metreim (medida), ou seja, medida das partes mais simples. Métodos Leis das combinações químicas Tipos Regras Resolução
  • 124. MASSA X VOLUME Na reação gasosa N2 + H2  NH3, qual o volume de NH3 obtido nas CNTP, quando se reagem totalmente 18g de H2? 1. Acerte os coeficientes da equação: 1N2 +3H22NH3.
  • 125. MASSA X VOLUME 3. Veja os dados informados (18g de H2) e o que está sendo solicitado (volume de NH3 nas CNTP) e 4. escreva os dados estequiométricos correspondentes às unidades e estabeleça uma regra de três. 3H2- - - - - - - - - - 2NH3 3x2g- - - - - - - - -- 2x22,4L 18g- - - - - - - -- - - x x= 134,4L
  • 126. VAMOS EXERCITAR (Puc-camp) Combustível e importante reagente na obtenção de amônia e compostos orgânicos saturados, o hidrogênio pode ser obtido pela reação: NaH(s) + H2O(l)  NaOH(aq) + H2(g) Quantos litros do gás, nas condições ambiente, podem ser obtidos pela hidrólise de 60,0g de hidreto de sódio?
  • 127. Dado: Volume molar, nas condições ambiente = 24,5L/mol Massa molar do NaH = 24g/mol a) 61,2 b) 49,0 c) 44,8 d) 36,8 e) 33,6
  • 128. VAMOS EXERCITAR (Puc-camp) Combustível e importante reagente na obtenção de amônia e compostos orgânicos saturados, o hidrogênio pode ser obtido pela reação: NaH(s) + H2O(l)  NaOH(aq) + H2(g) Quantos litros do gás, nas condições ambiente, podem ser obtidos pela hidrólise de 60,0g de hidreto de sódio?
  • 129. Dado: Volume molar, nas condições ambiente = 24,5L/mol Massa molar do NaH = 24g/mol a) 61,2 b) 49,0 c) 44,8 d) 36,8 e) 33,6
  • 131. MASSA X MOLÉCULAS Na reação gasosa N2 + H2  NH3, qual o número de moléculas de NH3 obtido, quando se reagem totalmente 18g de H2 ? Acerte os coeficientes da equação: 1N 2 +3 H2  2NH3
  • 132. MASSA X MOLÉCULAS Na reação gasosa N2 + H2  NH3, qual o número de moléculas de NH3 obtido, quando se reagem totalmente 18g de H2 ? Acerte os coeficientes da equação: 1N 2 +3 H2  2NH3 Dados: 18g de H2. Estabeleçcer uma regra de três, para encontrar nº de moléculas de NH3. 3 H2 - - - - - 2NH3 3 x 2g- - - - -2 x 6,02x1023 18g- - - - - - - X X= 18,06x1023 ou X= 1,806x1024 moléculas
  • 133. VAMOS EXERCITAR (MACK SP) O peso de um diamante é expresso em quilates. Um quilate, que é dividido em 100 pontos, equivale a 200 mg. O número de átomos de carbono existente em um diamante de 25 pontos é de: Dados: e Constante de Avogadro = 6,0.1023 mol-1 a) 25.1020 b) 50.1023 c) 50.1020 d) 200.1023 e) 25.1023 C12 6
  • 134. VAMOS EXERCITAR (MACK SP) O peso de um diamante é expresso em quilates. Um quilate, que é dividido em 100 pontos, equivale a 200 mg. O número de átomos de carbono existente em um diamante de 25 pontos é de: Dados: e Constante de Avogadro = 6,0.1023 mol-1 a) 25.1020 b) 50.1023 c) 50.1020 d) 200.1023 e) 25.1023 C12 6
  • 136. MOL X MOL Exemplo: Calcule o número de mols de H3PO4 necessários para reagir totalmente com 9 mols de Ca(OH)2 . 1. Escrever a equação relacionada com o problema. 2. Acertar os coeficientes estequiométricos da equação.
  • 137. MOL X MOL 3. Relacionar cada coeficiente com a quantidade em mols das substâncias envolvidas. Estabelecendo e resolvendo a proporção, teremos:
  • 138. VAMOS EXERCITAR (UEL)Considere a reação de decomposição térmica de 0,50 mol de dicromato de amônio, de acordo com a equação: (NH4)2Cr2O7(s)  N2(g) + 4 H2O(l) + Cr2O3(s) A quantidade do óxido metálico obtido, em mols, é: a) 1,5 b) 1,0 c) 0,75 d) 0,50 e) 0,25
  • 140. MOL X MOLÉCULAS Na reação gasosa N2 + H2  NH3, qual a massa, em g, de NH3 obtida, quando se reagem totalmente 18g de H2? 1. Acerte os coeficientes da equação: 1N2 +3H2 2NH3. 2. Veja os dados informados (18g de H2) e o que está sendo solicitado (massa de NH3) e estabeleça uma regra de três. 3H2- - - - - - - - - 2NH3 3x2g- - - - - - - - 2x17g
  • 141. VAMOS EXERCITAR (UFPB) Um comprimido de aspirina contém 120mg de ácido acetilsalicílico C9H8O4. O número de moléculas do ácido contidas em um comprimido de aspirina é: a) 4. 1023 b) 4. 1018 c) 6. 1023 d) 7,2.1022 e) 4.1020
  • 142. VAMOS EXERCITAR (UFPB) Um comprimido de aspirina contém 120mg de ácido acetilsalicílico C9H8O4. O número de moléculas do ácido contidas em um comprimido de aspirina é: a) 4. 1023 b) 4. 1018 c) 6. 1023 d) 7,2.1022 e) 4.1020
  • 144. MOL X MASSA Exemplo: Quantos gramas de H2 são liberados na reação completa de 2 mols de cálcio metálico com ácido clorídrico ? Dado: H2 = 2 g/mol 1. Escrever a equação relacionada com o problema. 2. Acertar os coeficientes estequiométricos da equação.
  • 145. MOL X MASSA 3. Relacionar cada coeficiente com a quantidade em mols das substâncias envolvidas, fazendo, se necessário, as transformação de mols para gramas. Estabelecendo e resolvendo a proporção, teremos:
  • 146. VAMOS EXERCITAR (U. F Viçosa-MG) A adição de pequena quantidade de selênio durante a fabricação de vidro permite a obtenção de vidro colorido em diversas tonalidades de vermelho. Uma taça de vidro de 79 g foi manufaturada a partir de vidro contendo 1% em massa de selênio. A quantidade de matéria (número de mol) de selênio contida na taça, em mol é: a) 0,01 b) 0,10 c) 1,00 d) 7,90 e) 0,79
  • 148. Conceitos fundamentais Mol Constante de Avogadro Volume Molar Massa atômica Massa molecular Cálculos Estequiométricos Definição Cálculos que possibilitam prever, a quantidade de produtos obtidos a partir da quantidade de reagentes consumidos, em uma reação química. Etimologia Estequiometria vem do grego stoicheia (partes mais simples) e metreim (medida), ou seja, medida das partes mais simples. Métodos Leis das combinações químicas Exemplos Mol X Mol Mol X Massa Grandeza X Volume Massa X Massa Massa X Molécula Regras de resolução
  • 149. PRÓXIMA AULA: Cálculos estequiométricos (Parte 2) Tipos de cálculos 2) Volume fora das CNTP 3) Casos Particulares - Pureza - Rendimento - Excesso de reagentes - Reações Consecutivas
  • 151.  Biografia, Amedeo Avogadro http://www.portalsaofrancisco.com.br/alfa/biografia-avogadro/  Constante de Avogadro http://www.profpc.com.br/Grandes%20Nomes%20da%20Ci%C3  Líria Alves, constante de Avogadro http://pt.scribd.com/doc/53555083/Constante-de-Avogadro RUSSEL, J.B. Química Geral. McGraw-Hill, 1982.
  • 153. AGORA É SUA VEZ! (UERJ – 2003) Toda a matéria orgânica ou inorgânica é constituída por átomos e a massa dos átomos é praticamente igual à massa do núcleo atômico. Baseando-se no conceito de massa molar, o número de prótons e nêutrons existentes em um indivíduo adulto de 70 kg pode ser estimado em: Dado: 1 g de matéria = 6,0 x 1023 u a) 4 × 1028 b) 6 × 1023 c) 1 × 103 d) 7 × 104