Química básica - ESTEQUIOMETRIA 7

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QUÍMICA - ESTEQUIOMETRIA
CONCEITOS INICIAIS 
1. Massa atômica (a)
É a massa de um átomo. 
A massa do próton ou do nêutron é cerca de 1836 vezes a massa do elétron, por isso vamos considerar (aproximar) a massa atômica (a) como sendo a soma dos prótons (z) e nêutrons (n), desconsiderando a massa do elétron por ser desprezível perto da massa do átomo.
A = Z (prótons) + N (nêutrons)
Unidade de massa atômica (U)
1 unidade de massa atômica (1 u) corresponde a da massa do 12C.
 
2. Número atômico (z)
Quantidade de prótons existentes no núcleo do átomo.
Z = P
3. Massa molecular (MM)
Para compostos covalentes:
Os átomos podem se ligar formando moléculas (ligações covalentes). A massa molecular (MM) é a soma das massas atômicas (A) dos átomos que a constituem.
4. Massa fórmula (MF)	
Para compostos iônicos:
A expressão utilizada para os compostos iônicos é a massa fórmula. A massa da molécula é igual à soma dos átomos que a forma. 
Cálculo da Massa Fórmula do composto iônico MgCl2:
(Massas atômicas: Mg = 24u; C? = 35,5 u)
Mg Cl2
1. 24 = 24 + 2. 35,5 = 71
24 + 71 = 95u
Massa fórmula do MgC?2 : MF = 95u
5. Massa molar de átomos e moléculas
Mol = quantidade de matéria.
Determinou-se experimentalmente quantos átomos estavam presentes em 12g do isótopo 12 do carbono e o resultado foi denominado Número de Avogadro (NA):
NA = 6, 022 x 10 23
· Relação entre MOL e MASSA
A relação entre mol e massa depende da massa atômica de um elemento ou da massa molecular de uma substância.
1 mol de substância equivale a X gramas de substância
Exemplo 1: Elemento cobre (massa atômica 63,5 u)
Sabe-se que um mol de cobre apresenta 6,02.1023 átomos de cobre e que a massa do elemento é 63,5 u, assim sendo, em:
1 mol de cobre------ 6,02.1023 átomos de cobre---- pesa 63,5 g
· Relação entre MOL e VOLUME
Quando a matéria está no estado gasoso, podemos determinar o espaço ocupado por qualquer quantidade molar dela. Isso é possível porque uma mesma quantidade em mol da matéria gasosa sempre ocupa o mesmo espaço, que é de 22,4 L.
1 mol de matéria gasosa-------ocupa 22,4L
Exemplo 1: Elemento argônio (massa atômica 40 u)
Sabe-se que um mol de argônio apresenta 6,02.1023 átomos de argônio e que a massa do elemento é 40 u, assim sendo, em:
1 mol de argônio------ 6,02.1023 átomos de argônio----- ocupa 22,4 L-----pesa 40g
6. Grandezas, Massa, Volume e Densidade
Grandeza = tudo que pode ser medido.
Estequiometria
O exercício será de estequiometria ou Teoria Atômico-Molecular, toda vez que o foco do exercício for concentrações de soluções, massas, volumes, etapas de diluição de uma solução, número de mols, pureza, dentre outros termos relacionados à medição de substâncias e suas respectivas purezas. Para resolver esse tipo de exercício, siga as seguintes orientações básicas:
Rendimento de uma reação e pureza dos reagentes 
Reagente em excesso e reagente limitante
Nos casos em que relação estequiométrica entre os reagentes não é respeitada, haverá um reagente em excesso: reagente que não será totalmente consumido na reação (estará proporcionalmente em maior quantidade de matéria, mol); e um reagente limitante: reagente que será totalmente consumido na reação (terá proporcionalmente menor quantidade de matéria, mol). 
Determinando a fórmula molecular de uma substância