1. O documento descreve os principais conceitos e leis da estequiometria química, incluindo leis de conservação da massa e das proporções definidas, além de exemplos de cálculos estequiométricos envolvendo massa, volume, número de moléculas e outros.
2. São apresentados exercícios resolvidos ilustrando diferentes tipos de cálculos estequiométricos a partir de equações químicas balanceadas.
3. As regras para realização de cálculos estequiométricos incluem es
1) O documento apresenta equações químicas e cálculos sobre reações químicas e seus rendimentos.
2) São fornecidos dados como massas, volumes e constantes para calcular quantidades de substâncias e percentagens.
3) As questões abordam tópicos como determinação de reagente limitante, cálculo de rendimentos e quantidades de produtos.
1) O documento introduz conceitos sobre ácidos e bases, incluindo as definições de Arrhenius e a classificação de ácidos de acordo com o número de hidrogênios ionizáveis.
2) São descritas as principais diferenças entre ácidos hidrácidos e oxiácidos, assim como suas nomenclaturas e fórmulas estruturais.
3) Exemplos ilustram como o grau de ionização determina a força relativa de diferentes ácidos.
Ligações entre átomos com diferentes eletronegatividade são polares, enquanto ligações entre átomos com mesma eletronegatividade são apolares. Moléculas diatômicas formadas por átomos iguais são apolares, e diatômicas formadas por átomos diferentes são polares. A polaridade de uma ligação iônica é sempre maior do que uma ligação covalente.
1) O documento apresenta o plano de aula bimestral para a disciplina de Química da 2a série do ensino médio em uma escola estadual de Tocantins, Brasil.
2) O plano inclui os objetivos, competências, cronograma de aulas com os conteúdos abordados, atividades, recursos didáticos e adequação curricular para cada tema.
3) Os temas incluem grandezas químicas, tabela periódica, massa molar, constante de Avogadro, sol
O documento contém 30 questões sobre a tabela periódica dos elementos. As questões abordam tópicos como a ordem dos elementos na tabela periódica, propriedades periódicas, configuração eletrônica, número atômico, período e grupo dos elementos.
O documento descreve os principais tipos de óxidos e hidretos, incluindo suas fórmulas, classificações e nomenclaturas. Os óxidos são classificados como básicos, ácidos, anfóteros, neutros ou duplos/mistos dependendo de como reagem com água ou ácidos/bases. A nomenclatura de óxidos leva em conta o número de oxidação do elemento ligado ao oxigênio.
Este documento discute vários tipos de óxidos, incluindo suas definições, nomenclaturas e aplicações. Ele explica que óxidos são compostos binários de oxigênio e que podem ser classificados como básicos, ácidos, anfóteros, neutros ou duplos dependendo de suas propriedades químicas. Além disso, apresenta exemplos importantes como o dióxido de carbono, óxido de cálcio e peróxido de hidrogênio, descrevendo suas reações e usos.
1) A Teoria do Campo Cristalino (TCC) descreve o desdobramento energético dos orbitais d de um íon metálico devido ao campo elétrico criado pelos ligantes ao seu redor.
2) A TCC considera os ligantes como cargas pontuais que criam atrações eletrostáticas com o íon metálico e repulsões com seus elétrons d, levando a um aumento da energia dos orbitais d que apontam diretamente para os ligantes.
3) O desdobramento energético depen
1) O documento apresenta equações químicas e cálculos sobre reações químicas e seus rendimentos.
2) São fornecidos dados como massas, volumes e constantes para calcular quantidades de substâncias e percentagens.
3) As questões abordam tópicos como determinação de reagente limitante, cálculo de rendimentos e quantidades de produtos.
1) O documento introduz conceitos sobre ácidos e bases, incluindo as definições de Arrhenius e a classificação de ácidos de acordo com o número de hidrogênios ionizáveis.
2) São descritas as principais diferenças entre ácidos hidrácidos e oxiácidos, assim como suas nomenclaturas e fórmulas estruturais.
3) Exemplos ilustram como o grau de ionização determina a força relativa de diferentes ácidos.
Ligações entre átomos com diferentes eletronegatividade são polares, enquanto ligações entre átomos com mesma eletronegatividade são apolares. Moléculas diatômicas formadas por átomos iguais são apolares, e diatômicas formadas por átomos diferentes são polares. A polaridade de uma ligação iônica é sempre maior do que uma ligação covalente.
1) O documento apresenta o plano de aula bimestral para a disciplina de Química da 2a série do ensino médio em uma escola estadual de Tocantins, Brasil.
2) O plano inclui os objetivos, competências, cronograma de aulas com os conteúdos abordados, atividades, recursos didáticos e adequação curricular para cada tema.
3) Os temas incluem grandezas químicas, tabela periódica, massa molar, constante de Avogadro, sol
O documento contém 30 questões sobre a tabela periódica dos elementos. As questões abordam tópicos como a ordem dos elementos na tabela periódica, propriedades periódicas, configuração eletrônica, número atômico, período e grupo dos elementos.
O documento descreve os principais tipos de óxidos e hidretos, incluindo suas fórmulas, classificações e nomenclaturas. Os óxidos são classificados como básicos, ácidos, anfóteros, neutros ou duplos/mistos dependendo de como reagem com água ou ácidos/bases. A nomenclatura de óxidos leva em conta o número de oxidação do elemento ligado ao oxigênio.
Este documento discute vários tipos de óxidos, incluindo suas definições, nomenclaturas e aplicações. Ele explica que óxidos são compostos binários de oxigênio e que podem ser classificados como básicos, ácidos, anfóteros, neutros ou duplos dependendo de suas propriedades químicas. Além disso, apresenta exemplos importantes como o dióxido de carbono, óxido de cálcio e peróxido de hidrogênio, descrevendo suas reações e usos.
1) A Teoria do Campo Cristalino (TCC) descreve o desdobramento energético dos orbitais d de um íon metálico devido ao campo elétrico criado pelos ligantes ao seu redor.
2) A TCC considera os ligantes como cargas pontuais que criam atrações eletrostáticas com o íon metálico e repulsões com seus elétrons d, levando a um aumento da energia dos orbitais d que apontam diretamente para os ligantes.
3) O desdobramento energético depen
Os compostos de coordenação são discutidos, incluindo teoria de Lewis, metais e ligantes, tipos de ligantes, nomenclatura de complexos aniônicos, catiônicos e neutros, número de coordenação e aplicações. Ácidos e bases são definidos segundo Arrhenius e Lewis.
A Tabela Periódica evoluiu ao longo do tempo com a descoberta de novos elementos químicos e o estabelecimento de relações periódicas entre suas propriedades. Cientistas como Dobereiner, Newlands, Meyer, Mendeleiev e Moseley contribuíram para a organização dos elementos de acordo com suas propriedades através de leis e tabelas periódicas, permitindo prever propriedades de elementos ainda não descobertos. A tabela atual organiza os elementos por número atômico crescente em 18 grupos e 7 períodos.
Aula polaridade, geometria molecular e forças intermolecularesProfª Alda Ernestina
O documento discute geometria molecular, polaridade de moléculas e ligações intermoleculares. Apresenta os fatores que determinam a geometria molecular de moléculas com diferentes números de átomos e explica como a eletronegatividade dos átomos define o caráter polar ou apolar das ligações químicas e moléculas. Também descreve os três tipos de forças intermoleculares e como elas influenciam propriedades como ponto de ebulição e solubilidade.
O documento discute reações de oxidação e redução (redox), onde ocorre transferência de elétrons entre espécies químicas. A espécie que perde elétrons sofre oxidação e a que recebe sofre redução. Um agente oxidante aceita elétrons e um redutor doa elétrons. Para determinar se uma reação é redox, basta verificar se houve transferência de elétrons entre as substâncias envolvidas.
O documento contém 22 questões sobre ácidos e bases, abordando suas propriedades químicas, classificação e reações de neutralização. As questões tratam de tópicos como grau de ionização de ácidos, classificação de acordo com o número de hidrogênios ionizáveis, propriedades de bases fortes e fracas, reações envolvendo ácidos gástricos, neutralização do ácido sulfídrico e formação de sais.
O documento discute a hibridização dos orbitais atômicos de alguns elementos químicos como carbono, boro, oxigênio e nitrogênio. Explica como a hibridização sp3, sp2 e sp permite que esses elementos formem quatro, três ou duas ligações químicas, respectivamente, através da combinação dos orbitais atômicos originais s e p em novos orbitais híbridos.
O documento discute a história da tabela periódica, como foi desenvolvida ao longo do tempo por diferentes cientistas. Apresenta também como a tabela periódica é organizada em grupos e períodos, e como isso reflete as propriedades periódicas e aperiódicas dos elementos, como raio atômico, energia de ionização e eletronegatividade.
O documento discute as ligações químicas entre átomos, incluindo ligações iônicas, covalentes e metálicas. Apresenta exemplos de como cada tipo de ligação forma compostos iônicos, moleculares ou ligas metálicas. Também aborda propriedades características desses compostos.
RELATÓRIO DE AULA PRÁTICA: REAÇÕES DO ALUMÍNIO METÁLICO E DO CLORETO DE ALUMÍNIOEzequias Guimaraes
1. O documento apresenta o relatório de uma aula prática sobre as reações do alumínio metálico e do cloreto de alumínio.
2. Foram realizadas duas etapas experimentais: na primeira analisou-se a reação do alumínio metálico com NaOH, HCl e HNO3, observando a liberação de gás hidrogênio. Na segunda etapa, analisou-se a reação do cloreto de alumínio com água, NaOH e NH4OH, formando um precipitado de hidróxido
O documento é uma lista de exercícios de Química sobre funções oxigenadas para o 11o ano do Pré-Universitário Samora Machel. A lista contém 16 itens com instituições de ensino superior brasileiras entre parênteses para os alunos responderem questões sobre o tema. A professora responsável é Alda.
O documento discute as definições e propriedades básicas de bases. Ele define bases como compostos que se dissociam na água liberando íons hidróxido. Discute a dissociação e classifica bases de acordo com o número de grupos hidroxila. Também aborda a força, solubilidade e nomenclatura de bases.
O documento descreve o funcionamento da pilha de Daniell, incluindo que o zinco é oxidado no ânodo enquanto o cobre é reduzido no cátodo, gerando uma corrente elétrica através da migração de elétrons do zinco para o cobre. A ponte salina equilibra as cargas transportando íons entre as semicelas.
O documento descreve as propriedades e classificações dos ácidos de acordo com a teoria de Arrhenius. Os ácidos são classificados de acordo com o número de hidrogênios ionizáveis, presença ou não de oxigênio e grau de ionização. Os principais tipos de ácidos incluem hidrácidos e oxiácidos e sua nomenclatura depende do elemento central.
1. O documento apresenta questões sobre ligações químicas, principalmente ligação iônica.
2. Nesta ligação, átomos adquirem carga através da perda ou ganho de elétrons, formando íons.
3. A formação de compostos iônicos depende da diferença na energia de ionização entre os elementos envolvidos.
As equações químicas representam reações químicas de forma abreviada, mostrando as fórmulas dos reagentes e produtos, suas proporções molares e estados físicos. Elas podem indicar reações completas ou incompletas, e ajudam a ilustrar a lei da conservação da massa formulada por Lavoisier.
O documento discute as ligações metálicas, explicando o modelo do "mar de elétrons" onde os elétrons são deslocalizados e compartilhados entre os cátions no retículo cristalino, dando propriedades como maleabilidade e condutividade. Ele também lista exemplos de ligas metálicas como amálgama dental, bronze e aço inoxidável e suas aplicações.
O documento descreve a evolução dos modelos atômicos ao longo do tempo, desde os filósofos gregos até os modelos atômicos modernos. Os principais modelos discutidos incluem:
1) O modelo de Demócrito que propôs que a matéria é formada por partículas indivisíveis chamadas átomos;
2) As descobertas de Thomson sobre os elétrons e de Rutherford sobre o núcleo atômico que levaram ao modelo planetário do átomo;
3) O modelo quântic
Este documento discute os conceitos fundamentais de estequiometria, incluindo:
1) O conceito de mol e número de Avogadro e como eles se relacionam com massas atômicas;
2) Como converter entre números de átomos, moles e massas;
3) A função e importância das equações químicas balanceadas para cálculos químicos.
O documento descreve a história e classificação da tabela periódica dos elementos. Explica como Dalton, Chancourtois e Mendeleev contribuíram para seu desenvolvimento através da organização dos elementos de acordo com suas propriedades. Também discute as famílias, períodos, configuração eletrônica e como a tabela permite localizar os elementos.
1) O documento descreve a Lei da Conservação da Massa formulada por Antoine Laurênt Lavoisier no século 18.
2) A lei estabelece que na reação química a massa total dos reagentes é igual à massa total dos produtos.
3) Lavoisier realizou experimentos usando balanças para verificar essa lei em sistemas fechados.
Este documento discute os princípios da estequiometria, incluindo: 1) Leis da conservação de massa e proporções constantes; 2) Equações químicas e balanceamento; 3) Cálculos estequiométricos usando massa, volume ou mols de reagentes e produtos. Exemplos demonstram como resolver problemas envolvendo reações químicas quantitativas.
O documento discute os tópicos da aula 01 de estequiometria, incluindo: 1) átomos e elementos químicos; 2) cálculos estequiométricos usando as leis da conservação da massa e proporções constantes; 3) exemplos de exercícios resolvidos e exercícios de fixação sobre reagentes limitantes e rendimentos teóricos e reais.
Os compostos de coordenação são discutidos, incluindo teoria de Lewis, metais e ligantes, tipos de ligantes, nomenclatura de complexos aniônicos, catiônicos e neutros, número de coordenação e aplicações. Ácidos e bases são definidos segundo Arrhenius e Lewis.
A Tabela Periódica evoluiu ao longo do tempo com a descoberta de novos elementos químicos e o estabelecimento de relações periódicas entre suas propriedades. Cientistas como Dobereiner, Newlands, Meyer, Mendeleiev e Moseley contribuíram para a organização dos elementos de acordo com suas propriedades através de leis e tabelas periódicas, permitindo prever propriedades de elementos ainda não descobertos. A tabela atual organiza os elementos por número atômico crescente em 18 grupos e 7 períodos.
Aula polaridade, geometria molecular e forças intermolecularesProfª Alda Ernestina
O documento discute geometria molecular, polaridade de moléculas e ligações intermoleculares. Apresenta os fatores que determinam a geometria molecular de moléculas com diferentes números de átomos e explica como a eletronegatividade dos átomos define o caráter polar ou apolar das ligações químicas e moléculas. Também descreve os três tipos de forças intermoleculares e como elas influenciam propriedades como ponto de ebulição e solubilidade.
O documento discute reações de oxidação e redução (redox), onde ocorre transferência de elétrons entre espécies químicas. A espécie que perde elétrons sofre oxidação e a que recebe sofre redução. Um agente oxidante aceita elétrons e um redutor doa elétrons. Para determinar se uma reação é redox, basta verificar se houve transferência de elétrons entre as substâncias envolvidas.
O documento contém 22 questões sobre ácidos e bases, abordando suas propriedades químicas, classificação e reações de neutralização. As questões tratam de tópicos como grau de ionização de ácidos, classificação de acordo com o número de hidrogênios ionizáveis, propriedades de bases fortes e fracas, reações envolvendo ácidos gástricos, neutralização do ácido sulfídrico e formação de sais.
O documento discute a hibridização dos orbitais atômicos de alguns elementos químicos como carbono, boro, oxigênio e nitrogênio. Explica como a hibridização sp3, sp2 e sp permite que esses elementos formem quatro, três ou duas ligações químicas, respectivamente, através da combinação dos orbitais atômicos originais s e p em novos orbitais híbridos.
O documento discute a história da tabela periódica, como foi desenvolvida ao longo do tempo por diferentes cientistas. Apresenta também como a tabela periódica é organizada em grupos e períodos, e como isso reflete as propriedades periódicas e aperiódicas dos elementos, como raio atômico, energia de ionização e eletronegatividade.
O documento discute as ligações químicas entre átomos, incluindo ligações iônicas, covalentes e metálicas. Apresenta exemplos de como cada tipo de ligação forma compostos iônicos, moleculares ou ligas metálicas. Também aborda propriedades características desses compostos.
RELATÓRIO DE AULA PRÁTICA: REAÇÕES DO ALUMÍNIO METÁLICO E DO CLORETO DE ALUMÍNIOEzequias Guimaraes
1. O documento apresenta o relatório de uma aula prática sobre as reações do alumínio metálico e do cloreto de alumínio.
2. Foram realizadas duas etapas experimentais: na primeira analisou-se a reação do alumínio metálico com NaOH, HCl e HNO3, observando a liberação de gás hidrogênio. Na segunda etapa, analisou-se a reação do cloreto de alumínio com água, NaOH e NH4OH, formando um precipitado de hidróxido
O documento é uma lista de exercícios de Química sobre funções oxigenadas para o 11o ano do Pré-Universitário Samora Machel. A lista contém 16 itens com instituições de ensino superior brasileiras entre parênteses para os alunos responderem questões sobre o tema. A professora responsável é Alda.
O documento discute as definições e propriedades básicas de bases. Ele define bases como compostos que se dissociam na água liberando íons hidróxido. Discute a dissociação e classifica bases de acordo com o número de grupos hidroxila. Também aborda a força, solubilidade e nomenclatura de bases.
O documento descreve o funcionamento da pilha de Daniell, incluindo que o zinco é oxidado no ânodo enquanto o cobre é reduzido no cátodo, gerando uma corrente elétrica através da migração de elétrons do zinco para o cobre. A ponte salina equilibra as cargas transportando íons entre as semicelas.
O documento descreve as propriedades e classificações dos ácidos de acordo com a teoria de Arrhenius. Os ácidos são classificados de acordo com o número de hidrogênios ionizáveis, presença ou não de oxigênio e grau de ionização. Os principais tipos de ácidos incluem hidrácidos e oxiácidos e sua nomenclatura depende do elemento central.
1. O documento apresenta questões sobre ligações químicas, principalmente ligação iônica.
2. Nesta ligação, átomos adquirem carga através da perda ou ganho de elétrons, formando íons.
3. A formação de compostos iônicos depende da diferença na energia de ionização entre os elementos envolvidos.
As equações químicas representam reações químicas de forma abreviada, mostrando as fórmulas dos reagentes e produtos, suas proporções molares e estados físicos. Elas podem indicar reações completas ou incompletas, e ajudam a ilustrar a lei da conservação da massa formulada por Lavoisier.
O documento discute as ligações metálicas, explicando o modelo do "mar de elétrons" onde os elétrons são deslocalizados e compartilhados entre os cátions no retículo cristalino, dando propriedades como maleabilidade e condutividade. Ele também lista exemplos de ligas metálicas como amálgama dental, bronze e aço inoxidável e suas aplicações.
O documento descreve a evolução dos modelos atômicos ao longo do tempo, desde os filósofos gregos até os modelos atômicos modernos. Os principais modelos discutidos incluem:
1) O modelo de Demócrito que propôs que a matéria é formada por partículas indivisíveis chamadas átomos;
2) As descobertas de Thomson sobre os elétrons e de Rutherford sobre o núcleo atômico que levaram ao modelo planetário do átomo;
3) O modelo quântic
Este documento discute os conceitos fundamentais de estequiometria, incluindo:
1) O conceito de mol e número de Avogadro e como eles se relacionam com massas atômicas;
2) Como converter entre números de átomos, moles e massas;
3) A função e importância das equações químicas balanceadas para cálculos químicos.
O documento descreve a história e classificação da tabela periódica dos elementos. Explica como Dalton, Chancourtois e Mendeleev contribuíram para seu desenvolvimento através da organização dos elementos de acordo com suas propriedades. Também discute as famílias, períodos, configuração eletrônica e como a tabela permite localizar os elementos.
1) O documento descreve a Lei da Conservação da Massa formulada por Antoine Laurênt Lavoisier no século 18.
2) A lei estabelece que na reação química a massa total dos reagentes é igual à massa total dos produtos.
3) Lavoisier realizou experimentos usando balanças para verificar essa lei em sistemas fechados.
Este documento discute os princípios da estequiometria, incluindo: 1) Leis da conservação de massa e proporções constantes; 2) Equações químicas e balanceamento; 3) Cálculos estequiométricos usando massa, volume ou mols de reagentes e produtos. Exemplos demonstram como resolver problemas envolvendo reações químicas quantitativas.
O documento discute os tópicos da aula 01 de estequiometria, incluindo: 1) átomos e elementos químicos; 2) cálculos estequiométricos usando as leis da conservação da massa e proporções constantes; 3) exemplos de exercícios resolvidos e exercícios de fixação sobre reagentes limitantes e rendimentos teóricos e reais.
O documento resume as principais leis das reações químicas, divididas em leis ponderais e leis volumétricas. As leis ponderais incluem a lei da conservação da massa, lei das proporções constantes e lei das proporções múltiplas. As leis volumétricas descrevem as proporções entre os volumes de gases que reagem ou são produzidos. O documento também aborda composição centesimal, fórmulas moleculares e mínimas.
O documento apresenta o gabarito de uma prova de química do vestibular de 2012, com as respostas para 6 questões sobre propriedades periódicas, cálculos estequiométricos, equações termoquímicas, fórmulas químicas e princípios da química.
I. O documento descreve as principais leis das reações químicas, divididas em leis ponderais e leis volumétricas.
II. As leis ponderais incluem a lei da conservação da massa, lei das proporções constantes e lei das proporções múltiplas.
III. As leis volumétricas descrevem as proporções entre os volumes de gases que reagem e produtos formados.
O documento apresenta conceitos fundamentais sobre balanços de massa em sistemas químicos, incluindo: (1) reações químicas e equações estequiométricas; (2) coeficientes estequiométricos e razões estequiométricas; (3) reagentes limites e em excesso. Além disso, aborda conceitos cinéticos como: (1) grau de conversão e completação; (2) seletividade e rendimento de reações.
2016 aulas 4 e 5 - progressao ext noitepaulomigoto
O documento apresenta os conceitos de massa atômica, massa molecular, número de Avogadro, mol e massa molar. Também aborda equações químicas e as leis das reações químicas de Lavoisier e Proust. Há exercícios sobre cálculos estequiométricos envolvendo essas grandezas.
O documento discute o conceito de estequiometria, que é o cálculo que relaciona as quantidades de reagentes e produtos em uma reação química usando equações químicas balanceadas. Ele fornece exemplos de cálculos estequiométricos envolvendo pureza e rendimento, e explica que a estequiometria permite prever as quantidades de substâncias envolvidas em uma reação química.
O documento descreve as principais leis da química, incluindo a Lei de Lavoisier da Conservação da Massa, a Lei de Proust das Proporções Fixas, e as Leis Volumétricas de Gay-Lussac. Também discute conceitos como fórmulas químicas, cálculos estequiométricos, pureza e rendimento de reações.
Este documento descreve as principais leis das reações químicas, divididas em leis ponderais e leis volumétricas. As leis ponderais incluem a lei da conservação das massas, lei de Lavoisier e lei das proporções múltiplas. As leis volumétricas descrevem as relações entre os volumes dos gases que reagem e participam das reações químicas.
O documento discute os conceitos de reagente limitante e reagente em excesso em reações químicas. Explica que quando reagentes são misturados em proporções diferentes da estequiométrica, um deles será totalmente consumido e definirá a quantidade máxima de produto, enquanto o outro sobrará. Apresenta também um método para calcular qual reagente é o limitante baseado nas quantidades iniciais.
Quantidade de matéria, estado gasoso, transformação dos gases.Yoan Rodriguez
1) O documento resume constantes e fórmulas importantes relacionadas à quantidade de matéria, estado gasoso e transformações de gases. 2) Inclui definições de constante de Avogadro, massa atômica, massa molecular, massa molar, densidade, pressão e temperatura. 3) Detalha as leis de Boyle-Mariotte, Charles-Gay Lussac e equação geral dos gases, além de explicar cálculos envolvendo volumes de reagentes e produtos gasosos nas condições normais de temperatura e pressão.
1) O documento apresenta conceitos sobre equilíbrio químico, incluindo reações reversíveis, constante de equilíbrio, grau de equilíbrio e deslocamento de equilíbrio.
2) São descritos também equilíbrios iônicos em meio aquoso, incluindo pH, pOH e medidores de pH.
3) Outros tópicos abordados incluem hidrólise de sais, produto de solubilidade e eletroquímica.
aula2estequiometria.pdf e mais do que um simples manualhensonmateus035
O documento discute conceitos fundamentais de estequiometria, incluindo: 1) a definição de estequiometria e sua importância para medir concentrações químicas; 2) as leis da conservação de massa e proporções definidas que regem as reações químicas; 3) a unidade de quantidade de matéria chamada mol e como ela é usada para quantificar substâncias químicas.
Este documento descreve as leis ponderais e fórmulas químicas, incluindo exemplos de cálculos estequiométricos. Resume as principais leis ponderais como a lei de conservação de massa de Lavoisier e a lei das proporções fixas de Proust. Também fornece exemplos de cálculos envolvendo fórmulas químicas e reações químicas.
1. O documento discute conceitos fundamentais de estequiometria, incluindo reações químicas, mol, massa molar, e cálculos estequiométricos.
2. A estequiometria estuda as relações quantitativas entre substâncias em reações químicas. Uma equação química balanceada especifica a relação numérica entre reagentes e produtos.
3. O mol é usado para expressar quantidades em escala molecular, onde 1 mol equivale a 6,022x1023 unidades estruturais como átomos ou mol
O documento apresenta os conceitos e aplicações da estequiometria, incluindo reações químicas, equações químicas, leis de Lavoisier e Proust, cálculo de mol, e os principais tipos de cálculos estequiométricos. É fornecido exemplos detalhados de cálculos estequiométricos envolvendo quantidades de substâncias, proporções, volumes de gases, rendimentos de reações e determinação de reagentes limitantes.
1) A lista de exercícios contém 10 questões sobre termoquímica e equilíbrio químico, incluindo cálculos de energia liberada em reações químicas e determinação de constantes de equilíbrio.
2) As soluções explicam os cálculos realizados para chegar às respostas, usando equações, diagramas e valores numéricos.
3) Os exercícios envolvem temas como aquecimento de água, reações exotérmicas de metais, entalpia de formação e decompos
1) Este documento discute cálculos estequiométricos, que são cálculos das relações quantitativas entre substâncias em reações químicas.
2) Explica os conceitos de mol, massa e volume e como eles se relacionam em reações químicas.
3) Detalha os passos para calcular valores desconhecidos a partir de dados fornecidos usando equações químicas e proporções.
O documento apresenta os conceitos e aplicações da estequiometria, incluindo reações químicas, equações químicas, leis de Lavoisier e Proust, cálculo de mol, e os principais tipos de cálculos estequiométricos. É fornecido exemplos detalhados de cálculos estequiométricos envolvendo quantidades de substâncias, proporções, volumes de gases, rendimentos de reações e determinação de reagentes limitantes.
1. Cálculos Estequiométricos
Nas reações químicas, é importante se prever a quantidade de produtos
que podem ser obtidos a partir de uma certa quantidade de reagentes
consumidos. Essas quantidades podem ser expressas de diversas maneiras:
massa, volume, quantidade de matéria (mol), número de moléculas.
Os cálculos estequiométricos baseiam-se nos coeficientes da equação. É
importante saber que, numa equação balanceada, os coeficientes nos dão a
proporção em mols dos participantes da reação.
LEIS PONDERAIS
Lei da conservação da massa ou Lei de Lavoisier: “Em um sistema, a massa
total dos reagentes é igual à massa total dos produtos”. Veja o exemplo:
A + B à AB
2g
5g
7g
Lei das proporções definidas ou Lei de 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 à AB
2g
5g
7g
4g
10g
14g
Com a Lei de Proust podemos prever as quantidades das substâncias que
participarão de uma reação química.
EXERCÍCIO
1.
(Cesgranrio-RJ) De acordo com a Lei de Lavoisier, quando fizermos
reagir completamente em ambiente fechado, 1,12g de ferro com 0,64g de
enxofre, qual será a massa, em g, de sulfeto de ferro obtida? R:1,76
2.
Complete o quadro:
2. LEIS VOLUMÉTRICAS
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 +
simples: 1:1:2
1 L de Cl2 à
2 L de HCl
relação de números inteiros e
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 O 2 à 10 L de H 2O relação de números inteiros e
simples: 10:5:10, que pode ser simplificada por 2:1:2
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”. 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.
TIPOS DE CÁLCULOS ESTEQUIOMÉTRICOS
Os dados do problema podem vir expressos das mais diversas maneiras:
quantidade de matéria (mol), massa, número de moléculas, volume, etc.
Em todos esses tipos de cálculo estequiométrico vamos nos basear nos
coeficientes da equação que, como vimos, dão a proporção em mols dos
componentes da reação.
REGRAS PARA A REALIZAÇÃO DOS CÁLCULOS ESTEQUIOMÉTRICOS
1ª regra: Escreva corretamente a equação química mencionada no
problema (caso ela não tenha sido fornecida);
2ª regra: As reações devem ser balanceadas corretamente (tentativa ou oxiredução), lembrando que os coeficientes indicam as proporções em mols
dos reagentes e produtos;
3ª regra: Caso o problema envolva pureza de reagentes, fazer a correção
dos valores, trabalhando somente com a parte pura que efetivamente irá
reagir;
4ª regra: Caso o problema envolva reagentes em excesso – e isso
percebemos quando são citados dados relativos a mais de um reagente –
devemos verificar qual deles está correto. O outro, que está em excesso,
deve ser descartado para efeito de cálculos.
3. 5ª regra: Relacione, por meio de uma regra de três, os dados e a pergunta
do problema, escrevendo corretamente as informações em massa, volume,
mols, moléculas, átomos, etc. Lembre-se de não podemos esquecer a
relação:
1 mol = ......g = 22,4 L (CNTP) = 6,02x1023
6ª regra: Se o problema citar o rendimento da reação, devemos proceder à
correção dos valores obtidos.
Veja alguns exercícios resolvidos e a aplicação das regras:
RELAÇÃO MASSA-MASSA: OS DADOS DO PROBLEMA E AS
QUANTIDADES SOLICITADAS SÃO EXPRESSOS EM TERMOS DE
MASSA
RESOLVIDOS- Na reação gasosa N2 + H2 à NH3, qual a massa, em g, de NH3
obtida,
quando
se
reagem
totalmente
18g
de
H 2?
Acerte
os
coeficientes
da
equação:
1N2
+3H2
à
2NH3.
Veja os dados informados (18g de H 2) e o que está sendo solicitado (massa de
NH3) e estabeleça uma regra de três.
3H2
3x2g
18g -------------- y
---------------------------
2NH3
2x17g
à y= 102g
RESOLVIDOS- Na reação gasosa N2 + H2 à NH3, qual a massa, em kg, de
NH3 obtida, quando se reagem totalmente 280g de N 2?
Acerte
os
coeficientes
da
equação:
1N2
+3H2
à
2NH3.
Veja os dados informados (280g de N 2) e o que está sendo solicitado (massa
de NH3 em kg) e estabeleça uma regra de três.
1N2
1x28g
280g -------------- y
-----------------------à y= 340g à y= 0,34 kg
2NH3
2x17g
RELAÇÃO MASSA-VOLUME: OS DADOS DO PROBLEMA SÃO EXPRESSOS
EM TERMOS DE MASSA E A QUANTIDADE SOLICITADA É EXPRESSA EM
VOLUME.
RESOLVIDOS- Na reação gasosa N 2 + H2 à NH3, qual o volume de NH3 obtido
nas CNTP, quando se reagem totalmente 18g de H 2?
4. Acerte
os
coeficientes
da
equação:
1N2
+3H2
à
2NH3.
Veja os dados informados (18g de H 2) e o que está sendo solicitado (volume de
NH3 nas CNTP) e estabeleça uma regra de três.
3H2
3x2g
18g -------------- y
---------------------------
2NH3
2x22,4L
à y= 134,4L
RESOLVIDOS- Na reação gasosa N 2 + H2 à NH3, qual o volume de H2
consumido nas CNTP, quando é produzido 340g de NH 3?
Acerte
os
coeficientes
da
equação:
1N2
+3H2
à
2NH3.
Veja os dados informados (340g de NH 3) e o que está sendo solicitado (volume
de H2 em L nas CNTP) e estabeleça uma regra de três.
3H2
3x22,4L
y -------------- 340g
----------------------
2NH3
2x17g
à y= 672L
RELAÇÃO MASSA-NÚMERO DE MOLÉCULAS: OS DADOS DO PROBLEMA
SÃO EXPRESSOS EM TERMOS DE MASSA E A QUANTIDADE É
EXPRESSA EM NÚMERO DE MOLÉCULAS.
RESOLVIDOS- Na reação gasosa N 2 + H2 à NH3, qual o número de moléculas
de NH3 obtido, quando se reagem totalmente 18g de H 2?
Acerte
os
coeficientes
da
equação:
1N2
+3H2
à
2NH3.
Veja os dados informados (18g de H 2) e o que está sendo solicitado (número
de moléculas de NH3) e estabeleça uma regra de três.
3H2
3x2g
18g -------------- y
-------------2NH3
-------------2x6,02x1023
à y= 36,12x1023 à y= 3,612x1024 moléculas
RESOLVIDOS- Na reação gasosa N 2 + H2 à NH3, qual o número de moléculas
de H2 consumido, quando é produzido 340g de NH 3?
Acerte
os
coeficientes
da
equação:
1N2
+3H2
à
2NH3.
Veja os dados informados (340g de NH 3) e o que está sendo solicitado (número
de moléculas de H2) e estabeleça uma regra de três.
3H2
3x6,02x1023
y -------------- 340g
---------------------à y= 180,6x1023 à y= 1,806x1025
2NH3
2x17g
5. EXERCÍCIOS PROPOSTOS
1. Qual a massa de água que se forma na combustão de 1g de gás
hidrogênio (H2), conforme a reação H2 + O2 à H2O?
R:9
2. Sabendo que 10,8g de alumínio reagiram completamente com
ácido sulfúrico, conforme a reação: Al + H 2SO4 à Al2(SO4)3 + H2,
calcule:
a)massa
de
ácido
sulfúrico
consumida;
b)massa
de
sulfato
de
alumínio
produzida;
c)volume de gás hidrogênio liberado, medido nas CNTP.
R: a)58,8g b)68,4g c) 13,44L
3. Qual a massa de gás oxigênio necessária para reagir com 560g de
monóxido de carbono, conforme a equação: CO + O 2 à CO2 ?
R: 320g
4. Calcular a massa de óxido cúprico (CuO) a partir de 5,08g de cobre
metálico, conforme a reação: Cu + O 2 à CuO.
R:6,36g
5. Quantos mols de O2 são obtidos a partir de 2,0 mols de pentóxido
de dinitrogênio (N2O5), de acordo com a reação: N2O5 + K2O2 à
KNO3
+
O2
R: 1,0
6. Quantas moléculas de gás carbônico podem ser obtidas pela
queima de 96g de carbono puro, conforme a reação: C + O 2 à
CO2?
R:4,816x1024
7. (Faap-SP) A combustão do metanol (CH3OH) pode ser
representada pela equação não balanceada: CH 3OH + O2 à CO2 +
H2O. Quando se utilizam 5,0 mols de metanol nessa reação,
quantos
mols
de
gás
carbônico
são
produzidos?
R:5
8. Quantas moléculas de gás oxigênio reagem com 6 mols de
monóxido de carbono, conforme a equação: CO + O 2 à CO2 ?
R: 1,806x1024
9. (UECE) Uma vela de parafina queima-se, no ar ambiente, para
formar água e dióxido de carbono. A parafina é composta por
moléculas de vários tamanhos, mas utilizaremos para ela a
fórmula
C25H52.
Tal reação representa-se pela equação: C25H52 + O2 à H2O +
CO2
.
Responda:
a)Quantos mols de oxigênio são necessários para queimar um mol
de
parafina?
b)Quanto
pesa
esse
oxigênio?
R: a) 38 b) 1216g
10. Quais são as massas de ácido sulfúrico e hidróxido de sódio
necessárias para preparar 28,4g de sulfato de sódio, conforme a
reação:
H2SO4
+
NaOH
à
Na2SO4
+
H2O?
R:19,6 e 16
6. 11. Quantas moléculas de gás carbônico (CO 2) podem ser obtidas pela
queima completa de 9,6g de carbono puro, conforme a reação C +
O2
à
CO2?
23
R:4,816x10
12. Qual a massa, em gramas, de cloreto de ferro II (FeCl 2), em
gramas, produzida pela reação completa de 111,6g de Fe com
ácido clorídrico (HCl), de acordo com a reação química nãobalanceada a seguir Fe + HCl à FeCl2 + H2 ?
R: 253,09
13. Dada a reação não-balanceada Fe+ HCl à FeCl3 + H2, qual o
número de moléculas de gás hidrogênio produzidas pela reação de
112g
de
ferro?
R:1,806x1024
14. Quantos mols de ácido clorídrico (HCl) são necessários para
produzir 23,4g de cloreto de sódio (NaCl), conforme a reação HCl +
NaOH
à
NaCl
+
H2O?
R:0,4
15. Um funileiro usa um maçarico de acetileno para soldar uma
panela. O gás acetileno (C2H2) é obtido na hora, através da
seguinte
reação
química:
CaC2
+
H2O
à
Ca(OH)2
+
C2H2.
Qual a massa aproximada de carbureto de cálcio (CaC 2) que será
necessária para se obter 50 L de acetileno nas CNTP?
R:142,8
16. Em alguns antiácidos, emprega-se o hidróxido de magnésio
(Mg(OH)2) como agente neutralizante do ácido clorídrico (HCl)
contido no suco gástrico. A reação que ocorre é a seguinte:
Mg(OH)2 + HCl à MgCl2 + H2O. Supondo-se que alguém tenha
36,5 mg de HCl no estômago, qual a massa de hidróxido de
magnésio, em mg, necessária para uma neutralização completa?
R:29
17. A produção de carboidratos (fórmula mínima CH 2O) pelas plantas
verdes obedece à equação geral da fotossíntese: CO 2 + H2O à
CH2O + O2. Qual a massa de água necessária para produzir 10g de
carboidrato?
R:6
18. Ao mergulharmos uma placa de prata metálica em uma solução
de ácido nítrico (HNO3), ocorrerá a reação: Ag + HNO 3 à AgNO3 +
NO + H2O. Ajustando a reação química, calcule a massa de água
produzida, em gramas, quando é consumido 1 mol de prata
metálica.
R:12
7. 11. Quantas moléculas de gás carbônico (CO 2) podem ser obtidas pela
queima completa de 9,6g de carbono puro, conforme a reação C +
O2
à
CO2?
23
R:4,816x10
12. Qual a massa, em gramas, de cloreto de ferro II (FeCl 2), em
gramas, produzida pela reação completa de 111,6g de Fe com
ácido clorídrico (HCl), de acordo com a reação química nãobalanceada a seguir Fe + HCl à FeCl2 + H2 ?
R: 253,09
13. Dada a reação não-balanceada Fe+ HCl à FeCl3 + H2, qual o
número de moléculas de gás hidrogênio produzidas pela reação de
112g
de
ferro?
R:1,806x1024
14. Quantos mols de ácido clorídrico (HCl) são necessários para
produzir 23,4g de cloreto de sódio (NaCl), conforme a reação HCl +
NaOH
à
NaCl
+
H2O?
R:0,4
15. Um funileiro usa um maçarico de acetileno para soldar uma
panela. O gás acetileno (C2H2) é obtido na hora, através da
seguinte
reação
química:
CaC2
+
H2O
à
Ca(OH)2
+
C2H2.
Qual a massa aproximada de carbureto de cálcio (CaC 2) que será
necessária para se obter 50 L de acetileno nas CNTP?
R:142,8
16. Em alguns antiácidos, emprega-se o hidróxido de magnésio
(Mg(OH)2) como agente neutralizante do ácido clorídrico (HCl)
contido no suco gástrico. A reação que ocorre é a seguinte:
Mg(OH)2 + HCl à MgCl2 + H2O. Supondo-se que alguém tenha
36,5 mg de HCl no estômago, qual a massa de hidróxido de
magnésio, em mg, necessária para uma neutralização completa?
R:29
17. A produção de carboidratos (fórmula mínima CH 2O) pelas plantas
verdes obedece à equação geral da fotossíntese: CO 2 + H2O à
CH2O + O2. Qual a massa de água necessária para produzir 10g de
carboidrato?
R:6
18. Ao mergulharmos uma placa de prata metálica em uma solução
de ácido nítrico (HNO3), ocorrerá a reação: Ag + HNO 3 à AgNO3 +
NO + H2O. Ajustando a reação química, calcule a massa de água
produzida, em gramas, quando é consumido 1 mol de prata
metálica.
R:12