Calculo de formulas e estequiometria 2013

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19/02/2013
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Química Básica
Ana Paula de Melo Alves
Unidade I
Cálculo de fórmulas e estequiometria
Prof Ana Paula de M Alves 1
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Conteúdo: unidade I
. MATÉRIA E MEDIDAS 
Classificação da matéria. Propriedades físicas da matéria. 
Medidas e unidades.
II. COMPOSIÇÃO QUÍMICA
Massa atômica e massa molecular. Conceito de mol. 
Fórmulas químicas: empíricas e moleculares.
III. ESTEQUIOMETRIA
Interpretação molar de equações químicas. Reagentes 
limitantes. Cálculo de rendimento.
IV. Soluções
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Unidade II
V. ESTRUTURA ATÔMICA
A constituição do átomo. Espectro atômico. Teoria atômica moderna
VI. TABELA PERIÓDICA
Propriedades atômicas dos elementos. Volume atômico. Raio iônico. Energia de 
ionização. Eletroafinidade
VII LIGAÇÕES QUÍMICAS
Propriedades dos compostos iônicos. Formação de compostos iônicos. Reações 
iônicas. Propriedades dos compostos covalentes. Formação de uma ligação 
covalente. Polaridade e eletronegatividade. Geometria molecular. Ligações 
metálicas.
VIII Natureza dos compostos Químicos
Unidade III
IX. EQULÍBRIO QUÍMICO
Leis do equilíbrio químico. Equilíbrio heterogêneo. Equilíbrio ácido-base.
Calculo de formulas e 
estequiometria
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MATÉRIA qualquer coisa que tem existência física real e, portanto, ocupa espaço.
O material do qual as substâncias são feitas.
Classificação da matéria 
Substância pura possui composição uniforme, definida e 
característica Logo, apresenta propriedades 
também definidas. Ex. a água, o ferro, o 
oxigênio, etc. 
Substância pura pode ser classificada em: 
Substância simples (ou elemento) 
Substância fundamental e elementar, ou seja, não
pode ser separada ou decomposta em substâncias
mais simples.
Substância composta (ou composto) 
Constituída de átomos de 2 ou mais elementos
combinados segundo uma relação (razão) definida.
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Composição química
Mistura 
Consiste de duas ou mais substâncias fisicamente misturadas e que
pode ser separadas em seus componentes pode intermédio das
diferenças entre suas propriedades físicas. As misturas podem, por
sua vez, ser classificadas em:
- Misturas homogêneas (ou soluções)
São aquelas em que os componentes estão uniformemente misturados mesmo em
uma escala molecular.
Ex.: ar, água+ álcool e soluções de um modo geral.
-Misturas heterogêneas
São aquelas em que os componentes individuais, embora estejam misturados,
permanecem em diferentes regiões e podem ser diferenciados em escala
microscópica.
Ex.: areia + açúcar
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Composição química
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Composição química
Fig. 1 - Árvore de 
classificação da matéria. 8
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Transformando a Matéria - Processos Físico e Química
• Transformações físicas - não alteram a microestrutura (ou identidade) das substâncias. Ex.
as mudançasde estado, por exemplo, a vaporização da água.
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Transformações químicas - provocam modificação na microestrutura e propriedades
químicas das substâncias resultantes da formação de novas ligações entre os
átomos. Ex.: ferrugem; a queima da madeira (combustão)
Transformando a Matéria - Processos Físico e Química
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Composição química
• Massa atômica e massa molecular
O átomo de 12C foi escolhido como átomo padrão na construção das
escalas de massas atômicas. Sua massa atômica foi fixada em 12 u.
Unidade de massa atômica (u) é a massa de 1/12 do átomo de 12C.
Massa atômica de um átomo é a massa desse átomo expressa em u. Indica
quantas vezes a massa do átomo é maior que 1/12 da massa de 12C.
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Massa molecular de uma substância é a massa da molécula dessa substância expressa
em u. Indica quantas vezes a massa da molécula dessa substância é maior que a
massa de 1/12 do átomo de 12C.
A massa molecular de uma substância é numericamente igual à soma das massas
atômicas de todos os átomos da molécula dessa substância.
- H = 1u , como são dois hidrogênios = 2u
- O = 16u
- H2O = 2u + 16u = 18u
Composição química
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A molécula de água (H2O) é 18 x mais pesada que a u.m.a. (1/12 do 12C)
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Massa atômica de um elemento formado por uma mistura de isótopos é a
massa média dos átomos desse elemento expressa em u. É igual à média
ponderada das massas atômicas dos isótopos constituintes do elemento.
Por exemplo, o oxigênio possui três isótopos estáveis:
- 16O – MA = 16u , equivale à 99,7% de todos os átomos de 
oxigênio do universo
- 17O – MA = 17u , são apenas 0,03% dos átomos de O
- 18O – MA = 18u , abundância de 0,2%
Fazendo a média ponderada:
Mol é a unidade de quantidade de matéria ou quantidade de 
substância. 
Mol é a quantidade de matéria (ou de substância) que contém tantas
entidades elementares representadas pela respectiva fórmula, quantos são os
átomos de 12C contidos em 0,012 kg de 12C.
Constante de Avogadro (antigamente chamada número de Avogadro) é o
número de átomos de 12C contidos em 0,012 kg de 12C. Seu valor numérico é:
6,02 x 1023 mol -1
Massa molar é a massa de substância que contém 6,02 x 1023 entidades
representadas pela fórmula dessa substância. É comumente expressa em
g/mol ou g ´ mol-1.
Composição química
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Exemplos 1.
Um pedaço de fio de cobre tem a massa de 127,10 gramas (considerando que o 
fio de cobre só tem cobre), quantos átomos de cobre estão presentes no fio? 
E quantos Mols de cobre existem no fio?
Observando a tabela periódica: o cobre tem 63,55u
Exemplos 2.
Qual é a massa de 8,46 x 1024 átomos de carbono? (A massa atômica do
carbono é 12,0u)
Exemplo 3.
Qual é a massa de 1,00mol de moléculas de água (H2O)? Sabendo que as
massas atômicas são: H = 1,0u e O = 16,0u.
Composição química
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Estequiometria
1- Definição :
É o cálculo que permite relacionar quantidades de reagentes e produtos, que
participam de uma reação química com o auxílio das equações químicas
correspondentes.
2- Regras gerais para o cálculo estequiométrico
a) Escrever a equação química do processo.
Exemplo: Combustão do monóxido de carbono
CO + O2 → CO2
b) Acertar os coeficientes estequiométricos da equação da equação química.
Exemplo:
2CO + O2 → 2CO2
Assim você terá proporção das quantidades em mols entre os participantes. Esses 
coeficientes lhe darão uma idéia da relação segundo a qual as substâncias se 
combinam.
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Lembre – se que:
As condições normais de temperatura e pressão (CNTP )referem-se à condição
experimental com temperatura e pressão de 273,15 K (0 °C) e 101 325 Pa (101,325 kPa =
1,01325 bar = 1 atm = 760 mmHg), respectivamente. Esta condição é geralmente
empregada para medidas de gases em condições atmosféricas (ou de atmosfera padrão).
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Estequiometria
Relações auxiliares
Massa molar corresponde à → massa molecular em gramas.
1 mol contém → 6X1023 moléculas
1 mol ocupa → 22,4 L nas CNTP de gás
4- Exemplo básico
(Dado: C = 12u; O = 16u)
2 CO(g) + 1 O2(g) → 2 CO2(g)
Proporção: 2 mol : 1 mol : 2 mol
ou
56g de CO : 32g O2 : 88g CO2
ou
.
12x1023 moléculas : 6x1023 moléculas : 12x1023 moléculas
ou
44,8 L de CO : 22,4 L de O2 : 44,8 L de CO2
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5- Pureza
É o quociente entre a massa da substância pura e a massa total da amostra. Pode ser
expressa em porcentagem.
P = massa da substância pura / massa da amostra x 100
Exemplo: Qual a massa de CaCO3 presente numa amostra de 200g de calcário cuja pureza
é de 80%?Estequiometria
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Representação das Substâncias – Os Símbolos e as Fórmulas Químicas 
Enquanto os símbolos são usados para representar os elementos ou seus átomos, as
fórmulas químicas são utilizadas para representar os compostos ou agregados de
seus átomos.
Existem vários tipos de fórmulas químicas, quais sejam:
♦molecular; 
♦ empírica; 
♦ estrutural; 
♦ centesimal. 
Entre as fórmulas mencionadas, merece destaque a fórmula estrutural por fornecer
informações não apenas do número de cada tipo de átomo na molécula, mas
principalmente de como eles estão ligados entre si no interior da molécula.
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• FÓRMULAS MOLECULAR
Esta emprega símbolos e índices para indicar o número de cada tipo de átomo na
molécula. ( Ex. uma molécula de glicose apresenta fórmula molecular: C6H12O6)
Representação das Substâncias – Os Símbolos e as Fórmulas Químicas 
• FÓRMULA MÍNIMA OU EMPÍRICA
Informa somente o número relativo de átomos de diferentes elementos em um
composto, sendo que os números são expressos como uma razão mais simples. (Ex. a
fórmula empírica da glicose é CH2O)
• FÓRMULA ESTRUTURAL 
Fornece número de cada tipo de átomo e indica com os átomos se encontram ligados
entre si no interior da molécula.
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hidrogênio (g) carbono (g) nitrogênio (g)
30 60 120
8 16 32
1 2 4
A Lei de Proust ou a Lei das Proporções Definidas foi elaborada em 1797 pelo químico
francês Joseph Louis Proust. Ele verificou que as massas dos reagentes e as massas dos
produtos que participam da reação obedecem sempre a uma proporção constante. Essa
proporção é característica de cada reação, isto é, independente da quantidade de
reagentesutilizados.
Assim, para a reação entre, por exemplo, hidrogênio e carbono formando nitrogênio, os
seguintesvalores experimentais podem ser obtidos:
Observe que, para cada reação, a massa do produto é igual à soma da massa dos
reagentes, o que concorda com a lei de Proust.
As massas dos reagentes e dos produtos que participam de uma reação podem ser
diferentes, mas as relações entre elas são sempre constantes.
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CÁLCULOS DE FÓRMULAS
Fórmula centesimal (ou percentual) indica a percentagem, em massa, de cada 
elemento que constitui uma substância.
A fórmula centesimal, em outras palavras, nos indica a massa (em gramas) de cada
elemento presente em 100 gramas de substância. A determinação experimental da
fórmula centesimal de uma substância é feita através de reações de síntese ou de
decomposição.
Reação de síntese é aquela na qual uma substância é formada a partir de seus
elementos.
Síntese da água: H2 + ½ O2 => H2O;
síntese de dióxido de enxofre: S + O2 => SO2.
Reação de decomposição é aquela onde uma substância composta origina substâncias
mais simples.
decomposição da água oxigenada: H2O2 => H2O + ½ O2;
decomposição da amônia: 2NH3 => N2 + 3H2. 23Prof Ana Paula de M Alves
i. A fórmula molecular é sempre um múltiplo inteiro da fórmula mínima. No caso da 
glicose, a fórmula molecular é C6H12O6, que é 6 vezes sua fórmula empírica (CH2O); 
ii. Enquanto a fórmula empírica informa apenas uma proporção de átomos, a 
fórmula molecular indica o número real de átomos de cada elemento em uma 
molécula individual; 
iii. Há casos em que a proporção de átomos indicada na fórmula molecular não 
pode ser reduzida para números inteiros menores. Nesses casos, a fórmula 
molecular é idêntica à mínima (Ex. é o caso da sacarose: C12H22O11) 
v. Em geral as substâncias moleculares são representadas por fórmulas moleculares, 
enquanto que para substâncias que não são constituídas de moléculas, é possível 
escrever somente a fórmula empírica. (Ex. cloreto de sódio: sua fórmula empírica é 
NaCl) 
• FÓRMULA MÍNIMA OU EMPÍRICA
Representação das Substâncias – Os Símbolos e as Fórmulas Químicas 
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