Aula IFRN- Estequiometria

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Estequiometria
Ana Paula da Silva Peres
anapsperes@gmail.com
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Estequiometria
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Ana Paula da Silva Peres
Quantidade
Atualmente a estequiometria compreende as informações quantitativas
relacionadas a fórmulas e equações químicas. É o estudo das relações
quantitativas (átomos, moléculas, massa, volume) entre as substâncias 
que participam de uma reação química.
Stoicheon = elemento
Metron= medida
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No nosso dia a dia manipulamos a matéria, e relacionamos com quantidades. Podemos exemplificar através dos alimentos, de uma viagem, entre outros.
Compra de alimentos (Kg);
Distância percorrida em uma viagem (Km).
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Essas unidades se inter-relacionam por meio de leis.
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Na química acontece de forma semelhante.
Temos que lidar com as quantidades que exige uma série de medições, leis e cálculos.
Ácido + Base  Sal + Água
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Se queremos comprar 5 quilos de feijão (estamos medindo uma quantidade);
Sabemos que cada quilo de feijão custa R$ 2,00 (é a lei de mercado);
Concluímos que devemos pagar R$ 10,00 (é o resultado do cálculo).
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A química também é a ciência, de uma forma geral, que requer medições,
Leis e cálculos.
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Quando se fala em cálculo os alunos passam a achar a química ainda mais difícil. 
As dificuldades são sempre as mesmas:
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Cálculo
Interpretação
do texto
Habilidades
Matemáticas
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Ligações Químicas
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A falta de uma leitura atenta
Fracasso na resolução do problema.
Devemos LER com ATENÇÃO!
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Podemos citar como exemplo prático, a preparação de um bolo de fubá.
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Quais são os ingredientes?
Quantidades que precisarei dobrar?
Manter a PROPORÇÃO!
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Na química também seguimos uma receita. E quem seria???
EQUAÇÃO QUÍMICA
Representação das reações químicas.
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Reação química entre o gás nitrogênio e o gás hidrogênio para a produção de amônia.
Esta reação precisa ser balanceada que são os aspectos qualitativos e observar quem são os reagentes e os produtos.
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N2(g) + H2(g)  NH3(g)
Então, podemos dizer que a estequiometria determina a quantidade de reagentes
Consumidos e de produtos formados.
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As principais leis ponderais das reações químicas são:
Lei de Lavoisier (1774)
Lei de Proust (1807)
Lei de Avogadro (1776-1856)
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Lei de Lavoisier – lei da conservação das massas ou da conservação da matéria.
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C + O2  CO2
+
12g C + 32g O2  44g CO2
A soma das massas antes da reação é igual a soma das massas após a reação.
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“ Desde que uma reação química seja realizada num sistema fechado, não se observa variação de massa no processo”. 
Em termos práticos, fazer uma equação obedecer à lei de Lavoisier é fazer com que o número de átomos de qualquer elemento seja o mesmo nos dois membros da equação.
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Lei de Proust – lei das proporções constantes ou das proporções definidas.
C + O2  CO2
+
2C + 2O2  2CO2
+
+
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A proporção das massas
que reagem, permanece
sempre constante.
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A lei de Proust afirma que “as substâncias reagem em proporções fixas e definidas”. Por exemplo, na discussão anterior sobre a reação do carbono com o oxigênio para formar dióxido de carbono, ficou claro que 12g de carbono reagem sempre com 32g de oxigênio. 
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MOL
É a unidade utilizada pelos químicos, relacionada com um
Número de átomos, íons, moléculas, entre outros.
Origem da palavra latina
moles.
Quantidade, porção
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“O volume ocupado por um gás, sob pressão e temperatura constantes, é diretamente proporcional ao seu número de moléculas”.
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A definição de MOL
É a quantidade de matéria que contém o mesmo número de átomos que em 12g do isótopo-12 do carbono.
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A definição do sistema internacional diz que a massa de um mol de átomos de C12 é 12g.
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 carbono na mistura é 12,011u (massa atômica do carbono na tabela periódica).
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Um mol de qualquer elemento tem massa em gramas igual à massa atômica do elemento. 
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O número da constante de Avogadro é igual a 6,022 x 1023;
MOL é o número fixo de partículas.
6,022 x 1023
Massa
Moléculas
Volume
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12g de carbono
32g de enxofre
64g de cobre
207g de chumbo
201g de mercúrio
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Um mol de átomos de elementos C, S, Cu, Pb e Hg 	
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A
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Um mol de moléculas de compostos moleculares
18g de H2O
46g de C2H5OH
180g de C6H12O6
342g de C12H22O11
Água Etanol Glicose Sacarose
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Um mol de fórmulas unitárias de compostos iônicos
 58g de NaCl 100g de CaCO3 278g de FeSO4.7H2O 78g de Na2O2
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Cálculos estequiométricos – o objetivo destes cálculos é de predizer a relação entre as quantidades de reagentes e produtos de uma reação química balanceada.
Como resolvê-los?
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Inicialmente, deve-se criar uma metodologia para resolver os problemas.
Conhecer a equação;
Balancear a equação;
Identificar o objetivo do problema;
Relacionar os compostos necessários;
Encontrar a massa molar dos componentes escolhidos;
Calcular a quantidade de matéria do composto que possui dados para isso;
Fazer a comparação entre eles (certeza e dúvida), comparando com a reação balanceada, com o que existe realmente. 
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Umas das maneiras de impedir que o SO2 (dióxido de enxofre) seja liberado para a atmosfera é tratá-lo previamente com MgO (óxido de magnésio), em presença de O2 (ar), como equacionado a seguir:
Quantas toneladas de óxido de magnésio são consumidas no tratamento de 9,6 x 103 toneladas de dióxido de enxofre?
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MgO(s) + SO2(g) + 1/2O2(g)  MgSO4(s)
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MgO(s) + SO2(g) + 1/2O2(g)  MgSO4(s)
Conhecer e balancear a equação;
Identificar o objetivo do problema – encontrar a massa (em toneladas) de
MgO.
3) Relacionar os compostos necessários – MgO e SO2.
4) Encontrar a massa molar dos componentes escolhidos – MMMgO= 24 + 16= 40g/mol
E MMSO2= 32 + 32= 64g/mol.
5) Calcular
a quantidade em massa de MgO necessária para reagir com 9,6 x 103 toneladas.
40g 64g (certeza)
xt 9,6 x 103t (dúvida)
 x= 6 x 103t de MgO
MgO(s) + SO2(g) + 1/2O2(g)  MgSO4(s)
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Portanto, são necessários 6 x 103 toneladas de MgO para reagir com 9,6 x 103 toneladas de SO2.
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O hélio é a única exceção, ele apresenta apenas uma camada com dois elétrons.
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