Cálculos Químicos

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<p>- Padrão adotado pela IUPAC 5- Constante de avogrado: é o número de</p><p>átomos presentes em 12g de carbonos 12. 1</p><p>átomo de carbono 12 =12U = 12.1,67.10−²t</p><p>- É o número de átomos de qualquer</p><p>elemento presnete numa massa em gramas</p><p>numericamente igual massa atômica do</p><p>elemento.</p><p>1mol= 6,02.1023 espécies químicas</p><p>6- Massa molar (g/mol): é a massa que</p><p>corresponde a 1 mol de espécies químicas. É</p><p>numericamente igual à massa molecular. É a</p><p>soma das massas atômicas dos elementos.</p><p>Ex: 1 mol de SO3</p><p>- 80g de SO3</p><p>- 1 mol de S</p><p>- 3 mol de O</p><p>- 32g de S</p><p>- 48g de O</p><p>- 6,02. 1023 moléculas de SO3</p><p>- 6,02. 1023 átomos de S</p><p>- 3. 6,02. 1023 átomos de O</p><p>- 24,08. 1023 átomos totais</p><p>7- Quantidade de matéria (N): é o número de</p><p>mols presentes em um determinado sistema.</p><p>Ex: 880g de CO2</p><p>1° massa molar: 12+2.16=44g/mol</p><p>Cálculos Químicos</p><p>1- Unidade de massa atômica: é a massa</p><p>correspondente a 1 / 12 da massa do carbono</p><p>12.</p><p>1U= 1,67 . 10−²tg</p><p>2- Massa atômica de um isótopo: É a massa</p><p>de um átomo expressa em U.</p><p>Indica quantas vezes a massa do átomo é</p><p>maior que 1 / 12 da massa do carbono 12.</p><p>Ex: F = 19U = 19. 1 / 12 da massa do carbono</p><p>12</p><p>19. 1,67.10−²t</p><p>3- Massa atômica do elemento: É a média</p><p>ponderada das massas de todos os isótopos</p><p>do elemento numa amostra representativa.</p><p>Ex: ³u�ý (75%) ³⁷�ý (25%)</p><p>Para calcular a abundância relativa pode</p><p>chamar um de x e o outro de 100 – x.</p><p>4- Massa molecular: é a massa de uma</p><p>espécie química expressa em U. É a soma das</p><p>massas atômicas dos elementos.</p><p>Ex: H3PO4</p><p>H=3.1=3</p><p>P=1.31=31</p><p>O=4.16=64</p><p>1 molécula de H3PO4=98U = 98.1,67.10−²tg</p><p>Elissandro Gomes de Lira - elissandro.lira@gmail.com - CPF: 827.256.591-91</p><p>8- Volume molar gasoso: é o volume ocupado</p><p>por um mol de qualquer gás em determinadas</p><p>condições de temperatura e pressão.</p><p>1 mol de gás= 22,4l (antiga, mais usual)</p><p>1 mol de gás= 22,7l (atual, utilizar apenas</p><p>quando pedir)</p><p>*Se o gás tiver fora da CNTP utilizar pv=nRt</p><p>p- pressão</p><p>v-volume</p><p>n-quantidade de matéria (mols)</p><p>T-temperatura em kelvin</p><p>R- constante universal dos gases</p><p>• CÁLCULOS DE FÓRMULAS</p><p>- Formula percentual ou centesimal: indica as</p><p>porcentagens em massa dos elementos que</p><p>formam a substância.</p><p>- Determinação da fórmula mínima pela a</p><p>partir da análise elementar:</p><p>1° dividir a massa dos elementos pelas</p><p>respectivas massas dos elementos.</p><p>2°dividir os resultados anteriores pelo menor</p><p>deles.</p><p>3° Multiplicar os resultados anteriores por um</p><p>fator de modo a obter os menores valores</p><p>inteiros.</p><p>- Fórmula molecular: indica o número de</p><p>átomos de cada elemento que formam uma</p><p>molécula ou fórmulas unitárias de</p><p>substâncias.</p><p>- Fórmula mínima ou empírica: indica a</p><p>proporção, em número de átomos, dos</p><p>elementos que formam a subtância, expressa</p><p>em números inteiros e os menores possíveis.</p><p>Ex: C6H12O6 (fórmula molecular)</p><p>CH2O (fórmula mínima)</p><p>- Fórmula molecular = fórmula mínima. N</p><p>- A fórmula mínima não é suficiente para</p><p>determinar uma substância, uma vez que mais</p><p>de uma substância pode apresnetar a mesma</p><p>fórmula mínima.</p><p>CÁLCULOS</p><p>ESTEQUIOMÉTRICOS</p><p>Passo a passo:</p><p>1° - escrever a equação que representa a</p><p>reação</p><p>2° - balancear a equação (método de</p><p>tentativas MACHO)</p><p>3° - montar a regra de três</p><p>1° linha – dados da quetão</p><p>2° linha – dados da pergunta</p><p>CASO 1: reagente contendo</p><p>impurezas</p><p>- Deve-se calcular a quantidade de reagente</p><p>puro.</p><p>Ex: calcule a massa de cal virgem (CaO)</p><p>produzida pela decomposição térmica de 500g</p><p>de calcário contendo 80% de CaCO3.</p><p>Elissandro Gomes de Lira - elissandro.lira@gmail.com - CPF: 827.256.591-91</p><p>Massa do calcário:100g/mol</p><p>Massa CaO: 56 g/mol</p><p>Ex: uma amostra contendo 200g de CaCO3</p><p>produziu, por decomposição térmica, 66g de</p><p>CO2, de acordo com a equação:</p><p>Ex: a produção de ferro matálico pode ser</p><p>representada pelas seguintes equações:</p><p>CASO 2: Reações sucessivas</p><p>Calcule a massa de H2O produzia quando 40g</p><p>de H2 são colocados para reagir com 48g de</p><p>O2, de acordo com a reação a seguir:</p><p>CASO 4: Excesso e Limitante</p><p>Limitante: O2</p><p>Excesso: H2</p><p>48g O2+ 6g H2 = 54g H2O</p><p>34g de excesso</p><p>- O menor resultado é sempre o verdadeiro.</p><p>Calcule a massa de O2 necessária para</p><p>produzir 5,6 Kg de fe metálico.</p><p>*Para resolver, deve-se primeiro localizar</p><p>elementos em comum nas duas equações e,</p><p>em seguida, igualar as equações para formar a</p><p>equação global.</p><p>CASO 3: Rendimento</p><p>Se refere a quantidade de produtos obtidos</p><p>na reação.</p><p>Rendimento teórico= 100%</p><p>Rendimento real: menor do que 100%</p><p>Elissandro Gomes de Lira - elissandro.lira@gmail.com - CPF: 827.256.591-91</p>