Aula 7-Estequiometria

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Química Geral - Prof. Maria Alice M. Marques 
Prof. M. Sc. Maria Alice Moreno Marques 
UNIVERSIDADE VILA VELHA 
 Química Geral - Prof. Maria Alice M. Marques 
UNIDADE DE MASSA ATÔMICA (u) 
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 
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MOL E NÚMERO DE AVOGADRO 
1 mol é a quantidade de uma substância que 
possui no de unidades fundamentais (átomos, 
moléculas, íons) igual ao no de átomos 
presentes em exatamente 12 g do isótopo do 12C 
1 Mol 6,02 x 10 23 partículas 
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MOL E NÚMERO DE AVOGADRO 
1. Calcule o número de moléculas de água contidas em 
5 mol dessa substância. 
 
2. Calcule o número de mol de átomos de oxigênio 
contidos em 1,2 x 1024 moléculas desse gás 
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MASSA MOLAR (M) 
Massa molar é a massa em gramas de 
1 mol de qualquer elemento. 
 A massa molar de um elemento é a quantia em gramas 
numericamente igual à massa atômica em u (unidade de 
massa atômica). 
 
 Ex: 1 mol de Na = 22,99 g 
 1 mol de Na = 6,02 x 1023 átomos de Na = 22,99g 
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MASSA MOLAR (M) 
1. Calcule a massa (em gramas) de 0,5 mol de átomos 
de carbono 
 
2. Calcule a massa (em gramas) de 5 mol de moléculas 
de CO2 
 
3. Qual o número de mol de átomos de Fe contidos em 
392 g desse elemento? 
 
4. Qual o número de moléculas de Fe2O3 contidos em 
480g desse óxido? 
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RELAÇÕES 
MA ------ 1 mol de átomos ------ 6,02 x 10 23 átomos 
MM ------ 1 mol de moléculas ------ 6,02 x 10 23 moléculas 
Tabela 
Tabela 
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ESTUDO DOS GASES 
P . V = n . R . T 
Onde: 
P = pressão (atm) 
V = volume (L) 
n = número de mol 
R = constrante de Avogadro = 0,082 atm.L/K.mol 
T = temperatura (K) 
 
 
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CONVERSÕES DE UNIDADES 
1atm = 760 mmHg 
 
K = o C + 273 
 
1L = 1000 mL 
CNTP = condições Normais de temperatura e 
pressão (1 atm, 0oC) 
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EXERCÍCIO 
1. Calcule o volume ocupado por 2 mol de 
CO2(g) a 1520 mm Hg e 27º C 
 
 
2. Calcule o número de mol de moléculas de 
NH3(g) contidas em 2L desse gás a 380 mm 
Hg e 400º C 
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CÁLCULO ESTEQUIOMÉTRICO 
 
1. Escrever a equação balanceada 
2. Montar a regra de 3 
 1ª Linha: retirar dos coeficientes estequiométricos da equação 
 2ª Linha: Colocar o dado e a incógnita 
3. Converter as unidades 
4. Resolver 
 
 
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EXERCÍCIOS 
1.Considere a equação que representa a queima da gasolina: 
 
C8H18 (l) + O2 (g)  CO 2(g) + H2O (g) 
 
a) Calcule o volume de CO2 produzido quando um automóvel 
percorre uma distância de 10 Km. Dado: Consumo do 
automóvel = 8Km/L; P = 760 mmHg; T = 27º C 
b) Calcule a massa de água produzida nas mesmas condições 
c) Calcule o número de moléculas de O2 que reagem com o 
volume de gasolina consumida 
 
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2. O ferro metálico reage com cloro gasoso (Cl2) para formar o 
cloreto de ferro III, FeCl3. 
a) Escreva a equação balanceada para essa reação 
b) Partindo de 10,0 g de Fe, que massa de Cl2, em gramas, é 
necessária para a reação completa? Que massa FeCl3 pode ser 
produzida? 
c) Se somente 18,5 g de FeCl3 são obtidos, qual o rendimento 
percentual da reação? 
d) Se massas iguais de ferro e cloro são combinadas (10,0 g de 
cada), qual a massa de cloreto de ferro produzida? 
EXERCÍCIOS 
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EXERCÍCIOS 
 
3. Uma amostra de calcário de outros materiais do solo é 
aquecida, e o calcário se decompõe em óxido de cálcio e dióxido 
de carbono. Uma amostra de 1,506 g de material contendo 
calcário fornece 0,558 g de CO2, além do CaO, após ser aquecida 
a alta temperatura. 
a) Escreva a equação balanceada 
b) Calcule a porcentagem em massa de CaCO3 (grau de pureza) 
na amostra original. 
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EXERCÍCIOS 
4. A reação de metano e água é uma maneira de se preparar hidrogênio 
para ser utilizado como combustível: 
 
CH4 (g) + H2O (g)  CO (g) + 3 H2 (g) 
 
Partindo de 995 g de CH4 e 2510 g de água: 
 
a) Qual o reagente limitante? 
b) Qual a massa máxima de H2 que pode ser preparada? 
c) Qual massa do reagente em excesso permanece ao final da reação? 
d) Quantas moléculas de CO são produzidas? 
e) Qual o volume de gases produzidos? 
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