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CÁLCULOS ESTEQUIOMÉTRICOS
       Parte 1
Definição



                   Etimologia


                                           Massa atômica

                                           Massa molecular
                     Conceitos
                   fundamentais                  Mol

                                     Constante de Avogadro

    Cálculos                                Volume Molar
Estequiométricos
                                    Leis das combinações
                   Métodos
                                           químicas

                                  Regras

                                                       Massa X Massa
                   Resolução
                                                   Massa X Molécula

                                  Tipos                  Mol X Mol

                                                        Mol X Massa

                                                   Grandeza X Volume
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 que possibilitam prever, a quantidade de produtos
                   Definição   obtidos a partir da quantidade de reagentes consumidos, em
                                                    uma reação química.




    Cálculos
Estequiométricos
CÁLCULOS
            ESTEQUIOMÉTRICOS
  Etimologia:

  A palavra estequiometria, no grego, significa
medida das partes mais simples.
  Essas quantidades podem ser expressas de
diversas     maneiras:    massa,      volume,
quantidade de matéria (mol), número de
moléculas.
Cálculos que possibilitam prever, a quantidade de produtos
                   Definição    obtidos a partir da quantidade de reagentes consumidos, em
                                                     uma reação química.


                                 Origem        grego      Medida das partes mais
                   Etimologia                             simples



                                 significado      Medida das partes mais simples




    Cálculos
Estequiométricos
CONCEITOS FUNDAMENTAIS
   Massa atômica
   Massa molecular
   Mol
   Constante de Avogadro
   Volume Molar
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/ do átomo padrão = 1 uma
  12
Unidade da massa atômica: u.m.a
Cálculos que possibilitam prever, a quantidade de produtos
                   Definição      obtidos a partir da quantidade de reagentes consumidos, em
                                                       uma reação química.


                                    Origem        grego      Medida das partes mais
                   Etimologia                                simples


                                    significado     Medida das partes mais simples


                                          Massa atômica


    Cálculos         Conceitos
                   fundamentais
Estequiométricos
Definição   Número de vezes que um átomo de um elemento químico é
                                mais pesado que 1/12 do isótopo do carbono 12

                Unidade     u.m.a    Padrão       12
                                                6C


Massa atômica
MASSA ATÔMICA
  Exemplo:
  Quando dizemos que a massa atômica do
átomo de 32S é igual a 32 u, concluímos que:
  – a massa atômica de um átomo de 32S é
igual a 32 vezes a massa de 1/12 do átomo de
12C.
Definição   Número de vezes que um átomo de um elemento químico é
                                mais pesado que 1/12 do isótopo do carbono 12

                Unidade     u.m.a     Padrão        12
                                                  6C


Massa atômica   Exemplo     massa atômica de 32S é igual a 32u, ou seja, 32 vezes a
                            massa de 1/12 do átomo de 12C
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:
Definição   Número de vezes que um átomo de um elemento químico é
                                mais pesado que 1/12 do isótopo do carbono 12

                Unidade     u.m.a     Padrão        12
                                                  6C


Massa atômica   Exemplo     massa atômica de 32S é igual a 32u, ou seja, 32 vezes a
                            massa de 1/12 do átomo de 12C


                            Fórmula
                                          É a média ponderada das massas isotópicas
                Cálculo


                            Exemplo



O antigo slide era esse
com o exemplo do
cálculo, mas a Marcela
tirou o exemplo porque
deve ter considerado
desnecessário
Definição   Número de vezes que um átomo de um elemento químico é
                                mais pesado que 1/12 do isótopo do carbono 12

                Unidade     u.m.a     Padrão        12
                                                  6C


Massa atômica   Exemplo     massa atômica de 32S é igual a 32u, ou seja, 32 vezes a
                            massa de 1/12 do átomo de 12C

                Cálculo     Média ponderada das
                             massas isotópicas
CÁLCULO DA
            MASSA ATÔMICA
  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 1/12 da massa do
C12
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
a) X = 70.
AGORA É SUA VEZ!
  (Fuvest) O carbono ocorre na natureza
como uma mistura de átomos dos quais
98,90% são 12C e 1,10% são 13C.
  a) Explique o significado das representações
12C e 13C.


  b) Com esses dados, calcule a massa
atômica do carbono natural.
 Dados:
 massas atômicas: 12C=12,000; 13C=13,003
AGORA É SUA VEZ!
  (Fuvest) O carbono ocorre na natureza
como uma mistura de átomos dos quais
98,90% são 12C e 1,10% são 13C.
  a) Explique o significado das representações
12C e 13C.


  b) Com esses dados, calcule a massa
atômica do carbono natural.
 Dados:
 massas atômicas: 12C=12,000; 13C=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
Cálculos que possibilitam prever, a quantidade de produtos
                   Definição      obtidos a partir da quantidade de reagentes consumidos, em
                                                       uma reação química.

                                                              Stoicheia (partes mais simples)
                                    Origem        grego
                   Etimologia
                                                              Metreim (medida)

                                    significado     Medida das partes mais simples

                                           Massa atômica
                                                                   Soma das massas atômicas
                                          Massa molecular           dos átomos que compõem
                     Conceitos                                            uma molécula
    Cálculos       fundamentais
Estequiométricos
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
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
c) 32 u.
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).
Cálculos que possibilitam prever, a quantidade de produtos
                   Definição      obtidos a partir da quantidade de reagentes consumidos, em
                                                       uma reação química.

                                                                 Stoicheia (partes mais simples)
                                    Origem        grego
                   Etimologia
                                                                 Metreim (medida)

                                    significado         Medida das partes mais simples

                                           Massa atômica

                                          Massa molecular
                     Conceitos
    Cálculos       fundamentais                   Mol
Estequiométricos
Definição    Unidade que expressa a quantidade de matéria
                                  de um sistema

      Unidade     mol

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)
Definição    Unidade que expressa a quantidade de matéria
                                  de um sistema


Mol   Unidade     mol

                                                   Massa de um mol
                                      definição
                                                     em gramas
      Massa       Massa molar
                                                                  m = massa da amostra (g)
                                      Cálculo                      M = massa molar (g/mol)
                                                                   n = número de mol (mol)
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
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
RESPOSTA
      água  n = 90g = 5 mol
n=m                   18g/mol
  M
      Sacarose  n= 17,1 g = 0,05 mol
                     342 g/mol
      Quantidade de matéria total:
      5mol + 0,05 mol = 5,05 mol

        a) 4 × 1028
        b) 6 × 1023
        c) 1 × 103
        d) 7 × 104
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 1023u
  a) 4 × 1028
  b) 6 × 1023
  c) 1 × 103
  d) 7 × 104
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 1023u
  a) 4 × 1028
  b) 6 × 1023
  c) 1 × 103
  d) 7 × 104
RESPOSTA
 Passando 70 kg para g = 70000g
1 g ---- 6,0 x 1023
70000 g ---- X
X = 4,2.1028



  a) 4 × 1028
  b) 6 × 1023
  c) 1 × 103
  d) 7 × 104
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.
Cálculos que possibilitam prever, a quantidade de produtos
                   Definição      obtidos a partir da quantidade de reagentes consumidos, em
                                                       uma reação química.

                                                                 Stoicheia (partes mais simples)
                                    Origem        grego
                   Etimologia
                                                                 Metreim (medida)

                                    significado         Medida das partes mais simples

                                          Massa atômica

                                         Massa molecular
                     Conceitos
                   fundamentais                   Mol
    Cálculos
Estequiométricos                      Constante de Avogadro
Definição    constante física que representa um mol de entidades
                                                         elementares
Constante de Avogadro   Valor       6,02 x 1023
CONSTANTE DE AVOGADRO
         A constante de Avogadro é
       proveniente dos estudos de
       Amedeo Avogadro (1786-
       1856), este cientista estudava
       os gases quando enunciou
       uma hipótese, mais tarde suas
       pesquisas foram reconhecidas
       surgindo a constante de
       Avogadro, que recebeu esse
       nome em sua homenagem.
Definição    constante física que representa um mol de entidades
                                                         elementares
Constante de Avogadro   Valor       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           Somando: 1,25 mol + 0,50
                            mol = 1,75 mol
1mol de CO2---- 44g           1mol ----- 6,02 x 10 23
         X ----- 55g          1,75 mol -----Y
         X = 1,25 mol         Y = 1,05 x 10 24

1mol de O2---- 32g
                              c) 1,05 x 1024.
         Y-----16g
         Y = 0,50 mol
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:
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
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= 1,5 x 10 23
b) II
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.
Cálculos que possibilitam prever, a quantidade de produtos
                   Definição      obtidos a partir da quantidade de reagentes consumidos, em
                                                       uma reação química.

                                     Estequiometria vem do grego stoicheia (partes mais
                   Etimologia      simples) e metreim (medida), ou seja, medida das partes
                                                        mais simples.

                                          Massa atômica

                                         Massa molecular
                     Conceitos
                   fundamentais                 Mol

                                      Constante de Avogadro

    Cálculos                               Volume Molar
Estequiométricos
Volume fixo que um mol de moléculas de qualquer
               Definição
Volume Molar                substância gasosa, nas CNTP (0º e 1 atm), ocupa.

               Valor       22, 4 L
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
  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
RESPOSTA
Passando 80 mg para gramas = 0,08g

Ca + 2 H2O  Ca(OH)2 + H2
40g                   22,7 L
0,08g                   X

40g     ---- 22,7 L
0,08g ---- X
X= 4.10-3
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          1L ---- 10-3 m3
1600g ----- X         2240L ---- Y
X = 2240L             Y = 2,24 m3

  a) 2,24
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
Cálculos que possibilitam prever, a quantidade de produtos
                   Definição      obtidos a partir da quantidade de reagentes consumidos, em
                                                       uma reação química.

                                     Estequiometria vem do grego stoicheia (partes mais
                   Etimologia      simples) e metreim (medida), ou seja, medida das partes
                                                        mais simples.

                                          Massa atômica

                                         Massa molecular
                     Conceitos
                   fundamentais                 Mol

                                      Constante de Avogadro

    Cálculos                               Volume Molar
Estequiométricos
                                     Leis das combinações
                   Métodos
                                            químicas
Em um sistema, a massa total
                               Lei de conservação da   dos reagentes é igual à massa
                                 massa (Lavoisier)           total dos produtos
              Leis ponderais




  Leis das
combinações
  químicas
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:
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  2 x 12 + 6x 1 + 16= 46u
O2  2x 16 = 32u

46g --- 96g               (9 + 12 )

10g --- X             10 + Y = 31
X= 960 = 20,87        Y = 31-10
   46                 Y= 21



     c) 21g.
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:
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.
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   0,850
X= 1,434g
a) 0,585 g.
b) 1,434 g.
c) 1,699 g.
d) 2,284 g.
e) 2,866 g.
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‖.
LEI DAS PROPORÇÕES
      CONSTANTES (PROUST)
 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.
Em um sistema, a massa total
                               Lei de conservação da   dos reagentes é igual à massa
                                 massa (Lavoisier)           total dos produtos
              Leis ponderais
                                                         Toda substância apresenta
                                Lei das proporções     uma proporção constante em
                                constantes (Proust)     sua massa e a proporção na
                                                       qual as substâncias reagem e
                                                          se formam é constante.
  Leis das
combinações
  químicas
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
 C12H22O11 + H2O  4C2H5OH + 4CO2
     342g            46g
     171g             X


342g ---- 46g   Dados:
171g ---- X     M.M(sacarose)= 342g/mol
X= 92g          M.M(etanol)= 46g/mol
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:
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.
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
    CaCO3 (s)  CaO (s) + CO2 (g)
   100g         56g       44g
   1 mol       1 mol     1 mol



  c) pode-se obter no máximo 1 mol
de dióxido de carbono.
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
LEI DE GAY-LUSSAC
  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
Em um sistema, a massa total
                               Lei de conservação da   dos reagentes é igual à massa
                                 massa (Lavoisier)           total dos produtos
              Leis ponderais
                                                         Toda substância apresenta
                                Lei das proporções     uma proporção constante em
                                constantes (Proust)     sua massa e a proporção na
                                                       qual as substâncias reagem e
                                                          se formam é constante.
  Leis das
combinações
  químicas                                             Os volumes de todos os gases
                                                        envolvidos em um processo
                                                       químico estão entre si em uma
                                  Lei Gay Lussac       relação de números inteiros e
                                                         simples, se estiverem nas
                  Leis                                             CNTP.
              volumétricas
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
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
RESPOSTA
        1N2 + 3NH3  2 NH3


a)1/2
b)2/1
c)3/1
d)3/2
e)1/1
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:
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.
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 + O 2      2H2O
     2 x 22400 mL        2 x 22400 mL


        6mL    3mL         6mL
   9/3 = 3
   9-3= 6mL
a) Durante a reação houve uma contração
de volume igual a 1/3 do volume inicial.
LEI OU HIPÓTESE
DE AVOGADRO

     ―Volumes    iguais   de
   gases diferentes possuem
   o mesmo número de
   moléculas, desde que
   mantidos nas mesmas
   condições de temperatura
   e pressão‖.
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:
Em um sistema, a massa total
                               Lei de conservação da   dos reagentes é igual à massa
                                 massa (Lavoisier)           total dos produtos
              Leis ponderais
                                                         Toda substância apresenta
                                Lei das proporções     uma proporção constante em
                                constantes (Proust)     sua massa e a proporção na
                                                       qual as substâncias reagem e
                                                          se formam é constante.
  Leis das
combinações
  químicas                                             Os volumes de todos os gases
                                                        envolvidos em um processo
                                                       químico estão entre si em uma
                                  Lei Gay Lussac       relação de números inteiros e
                                                         simples, se estiverem nas
                  Leis                                             CNTP.
              volumétricas
                                                          Volumes iguais de gases
                                                       diferentes possuem o mesmo
                                 Lei de Avogadro       número de moléculas, desde
                                                            que mantidos CNTP
VAMOS EXERCITAR
(UFES-ES) Três balões
H2, N2 e O2, conforme ilustrado abaixo:
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
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

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
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 C2H4.
  d) 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 C2H4.
  d) CO2 e O2.
  e) CO2 e C2H4.
RESPOSTA




CO  2 átomos V = 20 L
O2  2 átomos   V = 10 L


CO2  3 átomos V = 20 L
C2H4  6 átomos V= 10 L    e) CO2 e C2H4.
RESOLUÇÃO
               DOS CÁLCULOS

   Para resolver exercícios de cálculos
 estequiométricos, devem ser obedecidos os
 seguintes passos:

1º) Equaciona-se e ajusta-se a reação química.

2º) Sublinham-se as substâncias envolvidas nos
dados e perguntas do problema.
Cálculos que possibilitam prever, a quantidade de produtos
                   Definição      obtidos a partir da quantidade de reagentes consumidos, em
                                                       uma reação química.

                                     Estequiometria vem do grego stoicheia (partes mais
                   Etimologia      simples) e metreim (medida), ou seja, medida das partes
                                                        mais simples.

                                           Massa atômica

                                           Massa molecular
                     Conceitos
                   fundamentais                  Mol

                                      Constante de Avogadro

    Cálculos                                Volume Molar
Estequiométricos
                                     Leis das combinações
                   Métodos
                                            químicas


                                  Regras

                   Resolução
1º) Equaciona-se e ajusta-se a reação química

         2 ) Sublinham-se, as substâncias envolvidas nos
         dados e perguntas do problema



Regras
RESOLUÇÃO
               DOS CÁLCULOS

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.
1º) Equaciona-se e ajusta-se a reação química

         2 ) Sublinham-se as substâncias envolvidas nos
         dados e perguntas do problema



Regras    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
TIPOS DE CÁLCULOS
    1) Relacionando grandezas e volume
   Massa X Volume
   Massa X Moléculas(ou átomos)
   Mol X Mol
   Mol X Moléculas
   Mol X Massa
Cálculos que possibilitam prever, a quantidade de produtos
                   Definição      obtidos a partir da quantidade de reagentes consumidos, em
                                                       uma reação química.

                                     Estequiometria vem do grego stoicheia (partes mais
                   Etimologia      simples) e metreim (medida), ou seja, medida das partes
                                                        mais simples.

                                           Massa atômica

                                           Massa molecular
                     Conceitos
                   fundamentais                  Mol

                                      Constante de Avogadro

    Cálculos                                Volume Molar
Estequiométricos
                                     Leis das combinações
                   Métodos
                                            químicas

                                  Regras


                   Resolução


                                   Tipos
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.
Coloquei o passo 2
MASSA X VOLUME

  2. Sublinhe os dados fornecidos e solicitados
pelo problema.

  Na reação gasosa N2 + H2  NH3, qual o
volume de NH3 obtido nas CNTP, quando se
reagem totalmente 18g de H2?
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?
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
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
NaH(s) + H2O(l)  NaOH(aq) + H2(g)
24 g                          24,5 L
60 g                           X

24 g ---- 24,5L
60 g ---- X

X= 61,2 L

a) 61,2
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.
   Estabelecer uma regra de três, para encontrar nº
de moléculas de NH3.
   3 H2 - - - - - 2NH3
   3 x 2g- - - - -2 x 6,02x1023
                                X= 18,06x1023 ou
   18g- - - - - - - X           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 200mg. O número de átomos de
carbono existente em um diamante de 25 pontos é
de:
  Dados: 12C e Constante de Avogadro = 6,0.1023
           6

mol-1
  a) 25.1020
  b) 50.1023
  c) 50.1020
  d) 200.1023
  e) 25.1023
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: 12C e Constante de Avogadro = 6,0.1023
           6

mol-1
  a) 25.1020
  b) 50.1023
  c) 50.1020
  d) 200.1023
  e) 25.1023
RESPOSTA
Passando 200 mg para g = 0,2 g
12 g ---- 6.1023 átomos
0,2 g ---- X
X = 1022 átomos


100 pontos --- 1022 átomos
25 pontos --- Y
Y = 2,5. 1021
a) 25.1020
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
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
  n


a) 1,5
b) 1,0
c) 0,75
d) 0,50
e) 0,25
RESPOSTA

(NH4)2Cr2O7(s)  N2(g) + 4 H2O(l) + Cr2O3(s)
1 mol                                1 mol
0,5 mol                                X


X = 0,50 mol
d) 0,50
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. Sublinhe os dados fornecidos e solicitados pelo
  problema.
3. Veja os dados informados (18g de H2) e o que está
  sendo solicitado (massa de NH3) e estabeleça uma
  regra de três.
3H2- - - - - - - - - 2NH3
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
M.M(C9H8O4) = 9 x 12 + 8 x 1 + 4 x 16 = 180u
Massa molar(C9H8O4) = 180 g/mol
Passando 120 mg para g = 0,12 g


180 g ---- 6,02 . 1023
0,12 g ---- X
X = 4,01. 1020


e) 4.1020
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:
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
79 g ---- 100%
 X ---- 1%
 X = 0,79 g

1 mol(Se) ---- 79 g
   Y      ---- 0,79 g
   Y = 0,01 mol

a) 0,01.
Cálculos que possibilitam prever, a quantidade de produtos
                   Definição      obtidos a partir da quantidade de reagentes consumidos, em
                                                       uma reação química.

                                     Estequiometria vem do grego stoicheia (partes mais
                   Etimologia      simples) e metreim (medida), ou seja, medida das partes
                                                        mais simples.

                                            Massa atômica

                                           Massa molecular
                     Conceitos
                   fundamentais                  Mol

                                         Constante de Avogadro

    Cálculos                                 Volume Molar
Estequiométricos
                                     Leis das combinações
                   Métodos
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                   Regras de resolução

                                            Massa X Massa

                                           Massa X Molécula

                     Exemplos                  Mol X Mol

                                             Mol X Massa

                                          Grandeza X Volume
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, A. e SARDELLA A.; Química; Volume 1 e 2
   CAMARGO, Geraldo. Química Moderna. Editora Scipione
   Massa Atômica
    Disponível em: http://www.vestibulandoweb.com.br/quimica/teoria/
    massa-atomica.asp
    Acesso em: 12/07/2011
   Massas atômicas e massa molecular
  Disponível em: http://www.infoescola.com/quimica/massas-atomicas-e-
massa-molecular/
    Acesso em: 10/07/2011
   Massa atômica
    Disponível em: http://www.profjoaoneto.com/quimicag/massaat.htm
    Acesso em: 25/07/2011
   MOL uma nova terminologia
    Disponível em: http://qnesc.sbq.org.br/online/qnesc01/
    atual.pdf
    Acesso em: 12/07/2011
   Estudo do mol
    Disponível em: http://turmadomario.com.br/cms/
    images/download/quimica/estudodomol.pdf
    Acesso em: 12/07/2011
   Biografia, Amedeo Avogadro
    Disponível em: http://www.portalsaofrancisco.com.br
    /alfa/biografia-avogadro/amedeo-avogrado-1.php
    Acesso em 02/08/2011
   Constante de Avogadro
    Disponível em: http://www.profpc.com.br/Grandes%20
    nomes %20da%20Ci%C3%AAncia/Avogadro.htm
    Acesso em: 02/08/2011
   Líria Alves, constante de Avogadro
    Disponível em: http://pt.scribd.com/doc/53555083/
    Constante-de-Avogadro
    Acesso em: 02/08/2011
   RUSSEL, J.B. Química Geral. McGraw-Hill, 1982.
   Cálculo estequiométrico
    Disponível em: http://www.agamenonquimica.com/docs/
    teoria/geral/calculo_estequiometrico.pdf
    Acesso em: 05/07/2011

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www.AulasDeQuímicaApoio.com - Química - Cálculo Estequimétrico (Parte 1)

  • 2. Definição Etimologia Massa atômica Massa molecular Conceitos fundamentais Mol Constante de Avogadro Cálculos Volume Molar Estequiométricos Leis das combinações Métodos químicas Regras Massa X Massa Resolução Massa X Molécula Tipos Mol X Mol Mol X Massa Grandeza X Volume
  • 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 que possibilitam prever, a quantidade de produtos Definição obtidos a partir da quantidade de reagentes consumidos, em uma reação química. Cálculos Estequiométricos
  • 5. CÁLCULOS ESTEQUIOMÉTRICOS Etimologia: A palavra estequiometria, no grego, significa medida das partes mais simples. Essas quantidades podem ser expressas de diversas maneiras: massa, volume, quantidade de matéria (mol), número de moléculas.
  • 6. Cálculos que possibilitam prever, a quantidade de produtos Definição obtidos a partir da quantidade de reagentes consumidos, em uma reação química. Origem grego Medida das partes mais Etimologia simples significado Medida das partes mais simples Cálculos Estequiométricos
  • 7. CONCEITOS FUNDAMENTAIS  Massa atômica  Massa molecular  Mol  Constante de Avogadro  Volume Molar
  • 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/ do átomo padrão = 1 uma 12 Unidade da massa atômica: u.m.a
  • 11. Cálculos que possibilitam prever, a quantidade de produtos Definição obtidos a partir da quantidade de reagentes consumidos, em uma reação química. Origem grego Medida das partes mais Etimologia simples significado Medida das partes mais simples Massa atômica Cálculos Conceitos fundamentais Estequiométricos
  • 12. Definição Número de vezes que um átomo de um elemento químico é mais pesado que 1/12 do isótopo do carbono 12 Unidade u.m.a Padrão 12 6C Massa atômica
  • 13. MASSA ATÔMICA Exemplo: Quando dizemos que a massa atômica do átomo de 32S é igual a 32 u, concluímos que: – a massa atômica de um átomo de 32S é igual a 32 vezes a massa de 1/12 do átomo de 12C.
  • 14. Definição Número de vezes que um átomo de um elemento químico é mais pesado que 1/12 do isótopo do carbono 12 Unidade u.m.a Padrão 12 6C Massa atômica Exemplo massa atômica de 32S é igual a 32u, ou seja, 32 vezes a massa de 1/12 do átomo de 12C
  • 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. Definição Número de vezes que um átomo de um elemento químico é mais pesado que 1/12 do isótopo do carbono 12 Unidade u.m.a Padrão 12 6C Massa atômica Exemplo massa atômica de 32S é igual a 32u, ou seja, 32 vezes a massa de 1/12 do átomo de 12C Fórmula É a média ponderada das massas isotópicas Cálculo Exemplo O antigo slide era esse com o exemplo do cálculo, mas a Marcela tirou o exemplo porque deve ter considerado desnecessário
  • 17. Definição Número de vezes que um átomo de um elemento químico é mais pesado que 1/12 do isótopo do carbono 12 Unidade u.m.a Padrão 12 6C Massa atômica Exemplo massa atômica de 32S é igual a 32u, ou seja, 32 vezes a massa de 1/12 do átomo de 12C Cálculo Média ponderada das massas isotópicas
  • 18. CÁLCULO DA MASSA ATÔMICA 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:
  • 19. 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 1/12 da massa do C12
  • 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. 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.
  • 22. RESPOSTA Aplicando a fórmula temos: 106 = 100X + 120(100-X) 100 106 x 100= 100X + 120000-120X 10600 = -20X +12000 20X = 1400 a) X = 70.
  • 23. AGORA É SUA VEZ! (Fuvest) O carbono ocorre na natureza como uma mistura de átomos dos quais 98,90% são 12C e 1,10% são 13C. a) Explique o significado das representações 12C e 13C. b) Com esses dados, calcule a massa atômica do carbono natural. Dados: massas atômicas: 12C=12,000; 13C=13,003
  • 24. AGORA É SUA VEZ! (Fuvest) O carbono ocorre na natureza como uma mistura de átomos dos quais 98,90% são 12C e 1,10% são 13C. a) Explique o significado das representações 12C e 13C. b) Com esses dados, calcule a massa atômica do carbono natural. Dados: massas atômicas: 12C=12,000; 13C=13,003
  • 25. 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
  • 26. 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
  • 27. Cálculos que possibilitam prever, a quantidade de produtos Definição obtidos a partir da quantidade de reagentes consumidos, em uma reação química. Stoicheia (partes mais simples) Origem grego Etimologia Metreim (medida) significado Medida das partes mais simples Massa atômica Soma das massas atômicas Massa molecular dos átomos que compõem Conceitos uma molécula Cálculos fundamentais Estequiométricos
  • 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. 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.
  • 30. 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 a) 180, 310 e 74.
  • 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. 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.
  • 33. RESPOSTA Al2(XO4)3 342 = 2 x 27u + 3X + 12 x 16u 3X = -(54 + 192) + 342 3X = 342- 246 X = 96 3 X = 32u c) 32 u.
  • 34. 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).
  • 35. Cálculos que possibilitam prever, a quantidade de produtos Definição obtidos a partir da quantidade de reagentes consumidos, em uma reação química. Stoicheia (partes mais simples) Origem grego Etimologia Metreim (medida) significado Medida das partes mais simples Massa atômica Massa molecular Conceitos Cálculos fundamentais Mol Estequiométricos
  • 36. Definição Unidade que expressa a quantidade de matéria de um sistema Unidade mol Mol
  • 37. 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)
  • 38. Definição Unidade que expressa a quantidade de matéria de um sistema Mol Unidade mol Massa de um mol definição em gramas Massa Massa molar m = massa da amostra (g) Cálculo M = massa molar (g/mol) n = número de mol (mol)
  • 39. MOL Exemplo: A quantidade da matéria que corresponde a 20g de H2SO4 é:
  • 40. 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
  • 41. 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
  • 42. RESPOSTA água  n = 90g = 5 mol n=m 18g/mol M Sacarose  n= 17,1 g = 0,05 mol 342 g/mol Quantidade de matéria total: 5mol + 0,05 mol = 5,05 mol a) 4 × 1028 b) 6 × 1023 c) 1 × 103 d) 7 × 104
  • 43. 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 1023u a) 4 × 1028 b) 6 × 1023 c) 1 × 103 d) 7 × 104
  • 44. 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 1023u a) 4 × 1028 b) 6 × 1023 c) 1 × 103 d) 7 × 104
  • 45. RESPOSTA Passando 70 kg para g = 70000g 1 g ---- 6,0 x 1023 70000 g ---- X X = 4,2.1028 a) 4 × 1028 b) 6 × 1023 c) 1 × 103 d) 7 × 104
  • 46. 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.
  • 47. Cálculos que possibilitam prever, a quantidade de produtos Definição obtidos a partir da quantidade de reagentes consumidos, em uma reação química. Stoicheia (partes mais simples) Origem grego Etimologia Metreim (medida) significado Medida das partes mais simples Massa atômica Massa molecular Conceitos fundamentais Mol Cálculos Estequiométricos Constante de Avogadro
  • 48. Definição constante física que representa um mol de entidades elementares Constante de Avogadro Valor 6,02 x 1023
  • 49. CONSTANTE DE AVOGADRO A constante de Avogadro é proveniente dos estudos de Amedeo Avogadro (1786- 1856), este cientista estudava os gases quando enunciou uma hipótese, mais tarde suas pesquisas foram reconhecidas surgindo a constante de Avogadro, que recebeu esse nome em sua homenagem.
  • 50. Definição constante física que representa um mol de entidades elementares Constante de Avogadro Valor 6,02 x 1023 Origem proveniente dos estudos de Amedeo Avogadro, cientista estudava os gases.
  • 51. 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
  • 52. CONSTANTE DE AVOGADRO Pela regra de três teremos: Em 23 g (Na) têm-se 6,02 x 1023 átomos. Então em 50 g teremos X átomos. Calculando: 23 — 6,02 x 1023 50 — X = 50 • 6,02 x 1023 X = 13,08 x 1023 átomos de Sódio (Na)
  • 53. 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.
  • 54. 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.
  • 55. RESPOSTA CO2  12u + 2 x 16u = 44u O2  2x 16u = 32u Somando: 1,25 mol + 0,50 mol = 1,75 mol 1mol de CO2---- 44g 1mol ----- 6,02 x 10 23 X ----- 55g 1,75 mol -----Y X = 1,25 mol Y = 1,05 x 10 24 1mol de O2---- 32g c) 1,05 x 1024. Y-----16g Y = 0,50 mol
  • 56. 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:
  • 57. 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:
  • 58. O frasco que contém o maior número de átomos de oxigênio é o de número: a) I b) II c) III d) IV
  • 59. O frasco que contém o maior número de átomos de oxigênio é o de número: a) I b) II c) III d) IV
  • 60. 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= 1,5 x 10 23 b) II
  • 61. 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.
  • 62. Cálculos que possibilitam prever, a quantidade de produtos Definição obtidos a partir da quantidade de reagentes consumidos, em uma reação química. Estequiometria vem do grego stoicheia (partes mais Etimologia simples) e metreim (medida), ou seja, medida das partes mais simples. Massa atômica Massa molecular Conceitos fundamentais Mol Constante de Avogadro Cálculos Volume Molar Estequiométricos
  • 63. Volume fixo que um mol de moléculas de qualquer Definição Volume Molar substância gasosa, nas CNTP (0º e 1 atm), ocupa. Valor 22, 4 L
  • 64. 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
  • 65. 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
  • 66. RESPOSTA Passando 80 mg para gramas = 0,08g Ca + 2 H2O  Ca(OH)2 + H2 40g 22,7 L 0,08g X 40g ---- 22,7 L 0,08g ---- X X= 4.10-3
  • 67. 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
  • 68. 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
  • 69. RESPOSTA CH4  12u + 4 x 1u = 16 u 1 mol de CH4 = 16 g 16g ----- 22,4 L 1L ---- 10-3 m3 1600g ----- X 2240L ---- Y X = 2240L Y = 2,24 m3 a) 2,24
  • 70. 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
  • 71. 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
  • 72. Cálculos que possibilitam prever, a quantidade de produtos Definição obtidos a partir da quantidade de reagentes consumidos, em uma reação química. Estequiometria vem do grego stoicheia (partes mais Etimologia simples) e metreim (medida), ou seja, medida das partes mais simples. Massa atômica Massa molecular Conceitos fundamentais Mol Constante de Avogadro Cálculos Volume Molar Estequiométricos Leis das combinações Métodos químicas
  • 73. Em um sistema, a massa total Lei de conservação da dos reagentes é igual à massa massa (Lavoisier) total dos produtos Leis ponderais Leis das combinações químicas
  • 74. 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:
  • 75. 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:
  • 76. a) 12g. b) 18g. c) 21g. d) 32g. e) 64g.
  • 77. RESPOSTA C2H6O  2 x 12 + 6x 1 + 16= 46u O2  2x 16 = 32u 46g --- 96g (9 + 12 ) 10g --- X 10 + Y = 31 X= 960 = 20,87 Y = 31-10 46 Y= 21 c) 21g.
  • 78. 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:
  • 79. 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:
  • 80. 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.
  • 81. 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.
  • 82. RESPOSTA AgNO3 + NaCl  AgCl + NaNO3 1,699 0,585 X 0,850 X= 1,434g a) 0,585 g. b) 1,434 g. c) 1,699 g. d) 2,284 g. e) 2,866 g.
  • 83. 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‖.
  • 84. LEI DAS PROPORÇÕES CONSTANTES (PROUST) Veja o exemplo: A + B  AB 2g 5g 7g 4g 10g 14g Com a Lei de Proust podemos prever as quantidades das substâncias que participarão de uma reação química.
  • 85. Em um sistema, a massa total Lei de conservação da dos reagentes é igual à massa massa (Lavoisier) total dos produtos Leis ponderais Toda substância apresenta Lei das proporções uma proporção constante em constantes (Proust) sua massa e a proporção na qual as substâncias reagem e se formam é constante. Leis das combinações químicas
  • 86. 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.
  • 87. 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.
  • 88. RESPOSTA C12H22O11 + H2O  4C2H5OH + 4CO2 342g 46g 171g X 342g ---- 46g Dados: 171g ---- X M.M(sacarose)= 342g/mol X= 92g M.M(etanol)= 46g/mol
  • 89. 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:
  • 90. 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:
  • 91. 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.
  • 92. 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.
  • 93. RESPOSTA CaCO3 (s)  CaO (s) + CO2 (g) 100g 56g 44g 1 mol 1 mol 1 mol c) pode-se obter no máximo 1 mol de dióxido de carbono.
  • 94. 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
  • 95. LEI DE GAY-LUSSAC 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
  • 96. Em um sistema, a massa total Lei de conservação da dos reagentes é igual à massa massa (Lavoisier) total dos produtos Leis ponderais Toda substância apresenta Lei das proporções uma proporção constante em constantes (Proust) sua massa e a proporção na qual as substâncias reagem e se formam é constante. Leis das combinações químicas Os volumes de todos os gases envolvidos em um processo químico estão entre si em uma Lei Gay Lussac relação de números inteiros e simples, se estiverem nas Leis CNTP. volumétricas
  • 97. 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
  • 98. 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
  • 100. RESPOSTA 1N2 + 3NH3  2 NH3 a)1/2 b)2/1 c)3/1 d)3/2 e)1/1
  • 101. 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:
  • 102. 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:
  • 103. 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.
  • 104. 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.
  • 105. RESPOSTA 2 H2 + O 2  2H2O 2 x 22400 mL 2 x 22400 mL 6mL 3mL 6mL 9/3 = 3 9-3= 6mL a) Durante a reação houve uma contração de volume igual a 1/3 do volume inicial.
  • 106. LEI OU HIPÓTESE DE AVOGADRO ―Volumes iguais de gases diferentes possuem o mesmo número de moléculas, desde que mantidos nas mesmas condições de temperatura e pressão‖.
  • 107. 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.
  • 108. LEI OU HIPÓTESE DE AVOGADRO Exemplo:
  • 109. Em um sistema, a massa total Lei de conservação da dos reagentes é igual à massa massa (Lavoisier) total dos produtos Leis ponderais Toda substância apresenta Lei das proporções uma proporção constante em constantes (Proust) sua massa e a proporção na qual as substâncias reagem e se formam é constante. Leis das combinações químicas Os volumes de todos os gases envolvidos em um processo químico estão entre si em uma Lei Gay Lussac relação de números inteiros e simples, se estiverem nas Leis CNTP. volumétricas Volumes iguais de gases diferentes possuem o mesmo Lei de Avogadro número de moléculas, desde que mantidos CNTP
  • 110. VAMOS EXERCITAR (UFES-ES) Três balões H2, N2 e O2, conforme ilustrado abaixo:
  • 111. VAMOS EXERCITAR (UFES-ES) Três balões H2, N2 e O2, conforme ilustrado abaixo:
  • 112. 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
  • 113. 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
  • 114. RESPOSTA 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
  • 115. AGORA É SUA VEZ! (UNIFESP-SP) Considere recipientes com os seguintes volumes de substâncias gasosas, nas mesmas condições de pressão e temperatura.
  • 116. AGORA É SUA VEZ! (UNIFESP-SP) Considere recipientes com os seguintes volumes de substâncias gasosas, nas mesmas condições de pressão e temperatura.
  • 117. 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 C2H4. d) CO2 e O2. e) CO2 e C2H4.
  • 118. 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 C2H4. d) CO2 e O2. e) CO2 e C2H4.
  • 119. RESPOSTA CO  2 átomos V = 20 L O2  2 átomos V = 10 L CO2  3 átomos V = 20 L C2H4  6 átomos V= 10 L e) CO2 e C2H4.
  • 120. RESOLUÇÃO DOS CÁLCULOS Para resolver exercícios de cálculos estequiométricos, devem ser obedecidos os seguintes passos: 1º) Equaciona-se e ajusta-se a reação química. 2º) Sublinham-se as substâncias envolvidas nos dados e perguntas do problema.
  • 121. Cálculos que possibilitam prever, a quantidade de produtos Definição obtidos a partir da quantidade de reagentes consumidos, em uma reação química. Estequiometria vem do grego stoicheia (partes mais Etimologia simples) e metreim (medida), ou seja, medida das partes mais simples. Massa atômica Massa molecular Conceitos fundamentais Mol Constante de Avogadro Cálculos Volume Molar Estequiométricos Leis das combinações Métodos químicas Regras Resolução
  • 122. 1º) Equaciona-se e ajusta-se a reação química 2 ) Sublinham-se, as substâncias envolvidas nos dados e perguntas do problema Regras
  • 123. RESOLUÇÃO DOS CÁLCULOS 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.
  • 124. 1º) Equaciona-se e ajusta-se a reação química 2 ) Sublinham-se as substâncias envolvidas nos dados e perguntas do problema Regras 3 ) Abaixo das fórmulas, escrevem-se os dados correspondentes às unidades 4º) Abaixo dos dados estequiométricos, escrevem- se os dados do problema, estabelecendo-se assim a regra de três. 5º) Resolve-se a regra de três
  • 125. TIPOS DE CÁLCULOS 1) Relacionando grandezas e volume  Massa X Volume  Massa X Moléculas(ou átomos)  Mol X Mol  Mol X Moléculas  Mol X Massa
  • 126. Cálculos que possibilitam prever, a quantidade de produtos Definição obtidos a partir da quantidade de reagentes consumidos, em uma reação química. Estequiometria vem do grego stoicheia (partes mais Etimologia simples) e metreim (medida), ou seja, medida das partes mais simples. Massa atômica Massa molecular Conceitos fundamentais Mol Constante de Avogadro Cálculos Volume Molar Estequiométricos Leis das combinações Métodos químicas Regras Resolução Tipos
  • 127. 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.
  • 129. MASSA X VOLUME 2. Sublinhe os dados fornecidos e solicitados pelo problema. Na reação gasosa N2 + H2  NH3, qual o volume de NH3 obtido nas CNTP, quando se reagem totalmente 18g de H2?
  • 130. 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
  • 131. 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?
  • 132. 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?
  • 133. 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
  • 134. 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
  • 135. RESPOSTA NaH(s) + H2O(l)  NaOH(aq) + H2(g) 24 g 24,5 L 60 g X 24 g ---- 24,5L 60 g ---- X X= 61,2 L a) 61,2
  • 136. 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
  • 137. 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. Estabelecer uma regra de três, para encontrar nº de moléculas de NH3. 3 H2 - - - - - 2NH3 3 x 2g- - - - -2 x 6,02x1023 X= 18,06x1023 ou 18g- - - - - - - X X= 1,806x1024 moléculas
  • 138. VAMOS EXERCITAR (MACK SP) O peso de um diamante é expresso em quilates. Um quilate, que é dividido em 100 pontos, equivale a 200mg. O número de átomos de carbono existente em um diamante de 25 pontos é de: Dados: 12C e Constante de Avogadro = 6,0.1023 6 mol-1 a) 25.1020 b) 50.1023 c) 50.1020 d) 200.1023 e) 25.1023
  • 139. 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: 12C e Constante de Avogadro = 6,0.1023 6 mol-1 a) 25.1020 b) 50.1023 c) 50.1020 d) 200.1023 e) 25.1023
  • 140. RESPOSTA Passando 200 mg para g = 0,2 g 12 g ---- 6.1023 átomos 0,2 g ---- X X = 1022 átomos 100 pontos --- 1022 átomos 25 pontos --- Y Y = 2,5. 1021 a) 25.1020
  • 141. 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.
  • 142. MOL X MOL 3. Relacionar cada coeficiente com a quantidade em mols das substâncias envolvidas. Estabelecendo e resolvendo a proporção, teremos:
  • 143. 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
  • 144. 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 n a) 1,5 b) 1,0 c) 0,75 d) 0,50 e) 0,25
  • 145. RESPOSTA (NH4)2Cr2O7(s)  N2(g) + 4 H2O(l) + Cr2O3(s) 1 mol 1 mol 0,5 mol X X = 0,50 mol d) 0,50
  • 146. 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. Sublinhe os dados fornecidos e solicitados pelo problema. 3. Veja os dados informados (18g de H2) e o que está sendo solicitado (massa de NH3) e estabeleça uma regra de três. 3H2- - - - - - - - - 2NH3 3x2g- - - - - - - - 2x17g
  • 147. 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
  • 148. 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
  • 149. RESPOSTA M.M(C9H8O4) = 9 x 12 + 8 x 1 + 4 x 16 = 180u Massa molar(C9H8O4) = 180 g/mol Passando 120 mg para g = 0,12 g 180 g ---- 6,02 . 1023 0,12 g ---- X X = 4,01. 1020 e) 4.1020
  • 150. 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.
  • 151. 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:
  • 152. 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:
  • 153. 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:
  • 154. a) 0,01. b) 0,10. c) 1,00. d) 7,90. e) 0,79.
  • 155. RESPOSTA 79 g ---- 100% X ---- 1% X = 0,79 g 1 mol(Se) ---- 79 g Y ---- 0,79 g Y = 0,01 mol a) 0,01.
  • 156. Cálculos que possibilitam prever, a quantidade de produtos Definição obtidos a partir da quantidade de reagentes consumidos, em uma reação química. Estequiometria vem do grego stoicheia (partes mais Etimologia simples) e metreim (medida), ou seja, medida das partes mais simples. Massa atômica Massa molecular Conceitos fundamentais Mol Constante de Avogadro Cálculos Volume Molar Estequiométricos Leis das combinações Métodos químicas Regras de resolução Massa X Massa Massa X Molécula Exemplos Mol X Mol Mol X Massa Grandeza X Volume
  • 157. PRÓXIMA AULA: Cálculos estequiométricos (Parte 2) Tipos de cálculos 2) Volume fora das CNTP 3) Casos Particulares - Pureza - Rendimento - Excesso de reagentes - Reações Consecutivas
  • 158. BIBLIOGRAFIA  LEMBO, A. e SARDELLA A.; Química; Volume 1 e 2  CAMARGO, Geraldo. Química Moderna. Editora Scipione  Massa Atômica Disponível em: http://www.vestibulandoweb.com.br/quimica/teoria/ massa-atomica.asp Acesso em: 12/07/2011  Massas atômicas e massa molecular Disponível em: http://www.infoescola.com/quimica/massas-atomicas-e- massa-molecular/ Acesso em: 10/07/2011  Massa atômica Disponível em: http://www.profjoaoneto.com/quimicag/massaat.htm Acesso em: 25/07/2011
  • 159. MOL uma nova terminologia Disponível em: http://qnesc.sbq.org.br/online/qnesc01/ atual.pdf Acesso em: 12/07/2011  Estudo do mol Disponível em: http://turmadomario.com.br/cms/ images/download/quimica/estudodomol.pdf Acesso em: 12/07/2011  Biografia, Amedeo Avogadro Disponível em: http://www.portalsaofrancisco.com.br /alfa/biografia-avogadro/amedeo-avogrado-1.php Acesso em 02/08/2011
  • 160. Constante de Avogadro Disponível em: http://www.profpc.com.br/Grandes%20 nomes %20da%20Ci%C3%AAncia/Avogadro.htm Acesso em: 02/08/2011  Líria Alves, constante de Avogadro Disponível em: http://pt.scribd.com/doc/53555083/ Constante-de-Avogadro Acesso em: 02/08/2011  RUSSEL, J.B. Química Geral. McGraw-Hill, 1982.  Cálculo estequiométrico Disponível em: http://www.agamenonquimica.com/docs/ teoria/geral/calculo_estequiometrico.pdf Acesso em: 05/07/2011