Estequiometria e Leis Ponderais

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Estequiometria 
Unidade de massa atômica 
→ Unidade de massa atômica (u) = 1/12 do 
átomo de 12C 
→ Massa atômica: quantas vezes a massa de 1 
átomo é + pesada que 1 u 
→ Massa molecular: soma das massas atômicas 
da molécula 
 
Massa molar 
→ Constante de Avogadro (NA): indica a 
quantidade de átomos de 12C que juntos, 
representam 12g da substância = 6,02 x 1023 
entidades 
→ Mol = quantidade de matéria: quantidade de 
6,02 x 1023 partículas 
→ Massa molar: massa em gramas de 1 mol de 
elementos (g/mol) 
→ Massa molecular: é numericamente igual a 
massa atômica de um elemento ou massa 
molecular dessa molécula expressa em unidades 
de massa atômica 
▹ 39 u = 1 átomo de potássio 
▹ 39g = 1 mol de átomos de potássio 
→ Dica: 1 mol de x = y gramas = 6,02 x 1023 
átomos/moléculas 
▹ 1 mol de H2SO4 = 98g = 6,02 x 10
23 moléculas 
= 2x6,02 x 1023 átomos de H = 1x6,02 x 1023 
átomos de S 
= 4x6,02 x 1023 átomos de O = 7x6,02 x 1023 
átomos 
→ Gases: em 0°C e a 1 atm., 1 mol ocupa 22,4L 
 
Leis ponderais 
→ Lei da conservação das massas ou lei de 
Lavoisier: somatório das massas dos reagentes é 
igual ao somatório das massas do produto 
▹“Na natureza nada se perde, nada se cria, tudo 
se transforma” 
→ Lei das proporções fixas ou definidas ou lei de 
Proust: uma substância pura, qualquer que seja 
sua origem, é sempre formada pela mesma 
composição em massa; a proporção das massas 
que reagem é constante 
 
Fórmulas químicas 
→ Fórmula molecular: indica os elementos e o 
número de átomos de cada elemento em 1 
molécula ou 1 mol de mol de moléculas da 
substância 
▹Ex: H2O2, H2SO4 
→ Fórmula mínima ou empírica: indica os 
elementos que formam a substância e a 
proporção entre o número de átomos ou mols 
desses átomos utilizando os menores números 
inteiros 
▹Ex: HO, H2SO4 
→ Fórmula percentual ou centesimal: indica as 
porcentagens em massa de cada elemento 
presente na molécula de determinada substância 
▹Ex: H2O (fórmula molecular) 
‣ Total = 18u = 100%, H = 2u = 11,1% e O = 16u = 
88,9% 
 
Cálculo estequiométrico 
1. Montar a equação química 
2. Balancear a equação: 1 C2H6O + 3 O2 → 2 
CO2 + 3 H2O 
3. Estabelecer a proporção em número de 
mols: 1 mol C2H6O + 3 mols O2 → 2 mols 
CO2 + 3 mols H2O 
4. 4ª. Regra de três 
→ Qual o número de mols de gás carbônico (CO2) 
liberado na queima de 15 mols de etanol (C2H6O) 
▹1 mol = 2 CO2, 15 mols = x; x = 30 mols de CO2 
→ Qual a massa de gás carbônico (CO2) liberado 
na queima de 11,5 mols de etanol (C2H6O) 
▹C2H6O = 46u = 46g/mol; 2xCO2 = 2x44g 
▹46g (C2H6O) = 2x44g (CO2), 11,5g = x; x = 22g 
(CO2) 
→ A combustão de quantas moléculas de etanol 
(C2H6O) libera 22g de gás carbônico (1 C2H6O + 3 
O2 → 2 CO2 + 3 H2O) 
▹1x6,02 x 1023 moléculas = 2x44g (CO2), x 
moléculas = 22g; x = 1,5 x 1023 
→ A combustão de 12 x 1023 moléculas de etanol 
libera quantos litros de vapor de água na 
atmosfera (CNTP) 
▹ 1x6,02 x 1023 moléculas = 3x22,4L, 12 x 1023 = 
xL; x = 134,4L de H2O(v)