Aula 4_IEQ 601

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As fórmulas, as equações e 
a estequiometria 
 
 
AULA 4 
Profa. Karen Segala 
A microestrutura da matéria 
- ÁTOMOS: partículas submicroscópicas de que toda 
 a matéria é composta. 
 Unidade fundamental de um elemento. 
 Ex: Al; O; Fe... 
 
- MOLÉCULAS: agregações de átomos. 
 Ex: H2O 
As Fórmulas Químicas: 
Moleculares, Empíricas, Estruturais 
Fórmulas moleculares 
Símbolo e um sub-índice: indica cada tipo de átomo 
Fórmulas empíricas 
Fórmulas mais simples 
Nº relativo de átomos. 
A fórmula molecular é sempre um múltiplo 
inteiro de sua fórmula empírica. 
 
Glicose: 6 vezes sua fórmula empírica 
Fórmulas empíricas - Exemplos 
Fórmulas empíricas - Exemplos 
Fórmulas Estruturais 
Nº de cada tipo de átomo e como eles estão ligados 
entre si no interior da molécula. 
Tipos de Fórmulas 
 Estequiometria: 
 
 
 
 
 
 
 
a Matemática da 
Química 
 
 
Qual é a importância da estequiometria? 
 
• Calcular a quantidade de reagentes necessária 
para produzir uma determinada substância 
através de uma reação química. 
 
• Seu uso é fundamental na indústria e 
laboratórios. 
Estequiometria 
Cálculo Estequiométrico 
Stoicheon = elemento 
metron = medida 
Em outras palavras, é o cálculo das quantidades de 
reagentes e/ou produtos das reações químicas em 
massa, mols, em volume, número de átomos e 
moléculas, . . . 
Estequiometria deriva do grego “STOICHEON”, que 
significa . . . 
. . .“a medida dos elementos químicos”. 
Várias medidas em química são possíveis graças a aplicação da estequiometria 
Reação Química 
Equações químicas: uma transformação 
química é denominada reação química e 
é descrita por uma equação química. 
P4(s) + 6 Cl2(g) 4 PCl3(l) 
Reagentes Produtos 
Conservação da massa: em reações químicas não há 
variação da massa total. Os átomos não podem ser 
criados ou destruídos. 
 
 
Equações químicas 
 
 
• Ilustram as reações químicas, suas condições 
ambientais, quantidade de reagentes e 
produtos. 
 
 2 H2 + O2 → 2 H2O 
 
 
 
Equações químicas: outras informações 
• Estados físicos das substâncias: 
– (g) gás; 
– (l) líquido; 
– (s) sólido; 
– (aq) aquoso. 
 
 2 H2(g) + O2(g) → 2 H2O(g) 
 
 
Equações químicas: outras informações 
• Nas equações químicas também podem 
aparecer informações sobre a e 
 ambientes, geralmente acima ou 
abaixo da seta da reação. 
 
• ∆ acima da seta da reação indica 
aquecimento na reação. 
 
 
A estequiometria das reações químicas tem como 
base as Leis Ponderais, já estudadas . . . 
1. Lei de Dalton 
 
2. Lei de Lavoisier 
 
3. Lei de Proust 
• “Numa reação química não 
ocorre criação nem 
destruição de átomos. Os 
átomos são conservados; 
eles apenas se rearranjam.” 
 
• É a lei da química que dá 
origem à estequiometria. 
LEI DE LAVOISIER 
LAVOISIER: 
Lei da Conservação das Massas 
C + O2  CO2 
+ 
12g C + 32g O2  44g CO2 
 Partículas iniciais e finais são as mesmas  massa iguais. 
LEI DE PROUST 
 
LEI DE PROUST: 
Lei das Proporções Constantes 
C + O2  CO2 
 Duplicando a quantidade de átomos todas as massas dobrarão. 
+ 
+ 
2C + 2O2  2CO2 
CONCEITOS FUNDAMENTAIS 
DA 
QUÍMICA 
- Massa atômica 
- Massa molecular 
- Mol (número de Avogadro) 
- Massa atômica: massa de apenas um átomo. 
 
Unidade de medida: 
Unidade de massa atômica (u.m.a) ou 
simplesmente u 
 
É a média da soma 
das massas de 
todos os isótopos 
que constituem o 
elemento 
Uma unidade de massa atômica 
é 1/12 da massa do isótopo de 
carbono mais comum. 
Massa atômica 
- Massa molecular: soma das massa de todos os 
átomos que constituem uma molécula. 
 
PARTE II – O MOL 
Como relacionar as quantidades 
precisas de átomos informadas em 
equações químicas com as 
quantidades medidas em 
laboratório? 
O número de Avogadro: qualquer 
elemento, deve ser reunido com a 
finalidade de que o grupo inteiro 
apresente uma massa em gramas que 
é numericamente igual à massa 
atômica em u (unidade de massa 
atômica). 
 
Para cada elemento, este é 
 
6,02 x 1023 átomos. 
- Mol 
 
 A definição do Sistema Internacional diz que a 
massa de 1 mol de átomos de C12 é 12 g. 
 
O carbono natural não é puro: é uma mistura de 
isótopos com 98,90 % de C12 e 1,10 % de C13 : 
 
A massa média de C na mistura 
é 12,011 u (massa atômica do 
C nas tabelas) 
A massa de um n. de Avogadro destes 
átomos é 12,011 g ou: 
 
1 mol de átomos de C equivale a 12,011 g 
 
 
UM MOL DE QUALQUER ELEMENTO TEM 
MASSA EM GRAMAS IGUAL À MASSA 
ATÔMICA DO ELEMENTO 
- Mol 
• O que é um mol? 
– É o número de átomos em 12 g de ¹²C. 
 
• Para que serve o mol? 
– É uma unidade de contagem para nos aproximar 
do mundo atômico. 
 
• Quanto vale um mol? 
– 6,022 x 10²³ unidades. 
 
Mol 
Mol 
1 Mol de Átomos 
1 Mol de Moléculas 
1 Mol de Compostos Iônicos 
Fixando conteúdo 
Átomo O = 16 
1 átomo = 16 u 
1 mol de O = 16 gramas 
16 gramas = 6,02 x 1023 átomos 
C = 12 x 1 = 12 
O = 16 x 2 = 32 
44 CO2 Moléculas 
1 molécula = 44 u 
1 mol de CO2 = 44 gramas 
44 gramas = 6,02 x 1023 moléculas 
44 gramas = 22,71 L (nas CNTP) 
Fixando conteúdo 
- Massa Molar: 
• É a massa de 1 mol de substância em gramas. 
 
• A massa molar de uma substância é sempre 
igual à massa molecular em u. 
 
• Para que serve? 
– Ajuda no cálculo das quantidades de substância 
numa reação. 
- Número de mol (n) ou 
quantidade de substância em mol: 
é a relação entre a massa (m) de uma 
amostra de substância e sua massa molar 
(M). 
 
Matematicamente, temos: 
 
n = m (g) / M (g/mol) 
 
n = m / M (mol) 
Utilizando o Mol 
Massa molecular: soma das massas atômicas dos 
átomos da 
fórmula química: 
 
MM do H2SO4 = 2 x 1,0 u do H + 32,1 u do S + 4 x 16,0 
u do O = 98,1 u 
 
Massa molar: massa em gramas de 1 mol de partículas 
MM do H2SO4 = 98 u (uma molécula) 
MMolar: 98 g (1 mol = 6,02 x 1023 moléculas) 
Resumindo.... 
FIM DA PARTE II