materia_estequimetria

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	Matéria e sua composição
Profa. Joana Maria de Farias Barros 
	Fundamentos de Química
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	Átomos
O primeiro argumento convincente para átomos foi feito em 1807 pelo professor e químico inglês Jonh Dalton.
Ele fez muitas medidas da razão das massas dos elementos que se combinavam para formar compostos e foi capaz de detectar razões de massas consistentes que o levaram a desenvolver sua hipótese atômica:
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Todos os átomos de um dado elemento são idênticos;
Os átomos de diferentes elementos têm massas diferentes;
Um composto é uma combinação específica de átomos de mais de um elemento;
Em uma reação química, os átomos não são criados nem destruídos mas trocam de parceiros para produzir novas substâncias.
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Atualmente, não há mais dúvida que o átomo existe e que eles são as pequenas unidades que constituem os elementos.
		“ Toda a matéria é composta de várias combinações de formas simples da matéria chamadas de elementos químicos. Um elemento é uma substância composta de uma única espécie de átomos”
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O átomo nuclear
Dalton apresentou os átomos como se fossem esferas de bilhar.
Hoje sabemos que os átomos têm uma estrutura interna: eles são construídos por partículas subatômicas menores.
As diferenças entre os átomos dependem do número de cada partícula subatômica presente. 
Partículas subatômicas: elétrons
			 prótons
			 nêutrons 
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No átomo nuclear:
Os átomos são constituídos por partículas subatômicas chamadas de elétrons, prótons e nêutrons;
Os prótons e os nêutrons formam um corpo central minúsculo, denso chamado de núcleo do átomo;
Os elétrons são distribuídos no espaço em torno do núcleo;
 Todas as cargas positivas e quase toda a massa está concentrada no pequeno núcleo;
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O número atômico é o número de prótons presentes no núcleo;
No átomo existe um número de elétrons igual ao número de prótons.
Todos os elétrons carregados negativamente circundam o núcleo;
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O que é matéria?
“ É tudo o que tem massa e ocupa lugar no espaço”
		Ex.: ouro, água, carne humana...
Estados da matéria 
		Os três estados da matéria mais comuns são: sólido, líquido e gás
Um sólido é uma forma rígida da matéria
Um líquido é uma forma fluida da matéria que apresenta uma superfície definida e toma a forma do recipiente que a contém.
Um gás é uma forma fluida da matéria que ocupa todo o recipiente que a contém
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O termo vapor é usado para indicar a forma gasosa de uma substância que normalmente é sólida ou líquida
		 Ex.: água líquida
 água sólida (gelo)
 vapor de água
Propriedades físicas e químicas da matéria
Uma propriedade física de uma substância é uma característica que podemos observar ou medir sem mudar a identidade da substância.
		Ex.: massa e temperatura
As propriedades físicas incluem características, tais como: ponto de fusão, dureza, cor, estado da matéria e densidade
		
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Uma propriedade química refere-se à habilidade de uma substância transforma-se em outra.
		Ex.: uma propriedade química do gás hidrogênio é que ele reage com oxigênio para formar água.
Classificação das propriedades quanto a sua dependência com o tamanho da substância
Propriedade intensiva: independe do tamanho da amostra. Ex.: temperatura e densidade
Propriedade extensiva: depende do tamanho da amostra. Ex.: massa e volume.
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Elementos, compostos e misturas
Elementos: São as formas mais simples da matéria.
		Ex.: Cl, Al, Fe
Compostos: São substâncias eletricamente neutras que consistem de dois ou mais elementos diferentes com seus átomos presentes em uma proporção definida.
	 Ex.: água, cloreto de sódio, etanol
Os compostos podem ser classificados em orgânicos e inorgânicos.
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Misturas: diferem dos elementos e dos compostos pelo ato de possuírem composição variável
		Ex.: solução de cloreto de sódio em água
As misturas podem ser classificadas como homogêneas e heterogêneas:
Uma mistura homogênea é chamada de solução e possui propriedades uniformes em toda a sua extensão. Apresenta uma única fase.
		Ex.: NaCl + água
Fase: qualquer porção do sistema que apresenta propriedades e composição uniformes.
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Uma mistura heterogênea não é uniforme.
Ex.: óleo + água (tomando-se uma determinada porção dessa mistura, ela terá as propriedades da água, enquanto uma outra terá as propriedades do óleo.
Observação: Uma importante característica dos compostos puros é que eles mudam de fase à temperatura constante. Quando as misturas sofrem uma mudança de fase, elas geralmente, o fazem dentro de uma faixa de temperatura.
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As relações entre os elementos, os compostos e as misturas
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As leis da conservação de massa e das proporções definidas
Lavoisier levou a teoria do flogístico ao abandono e demonstrou através de suas experiências que o processo de combustão ocorria pela reação das substâncias com o oxigênio.
Ele mostrou, também, através de cuidadosas medidas, que se uma reação é conduzida em um recipiente fechado, de tal modo que nenhum dos produtos escape, a massa total presente, após a reação ter ocorrido, é a mesma que antes da reação.
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A lei da conservação de massa estabelece que nenhuma quantidade de massa é criada ou destruída em uma reação química.
O trabalho de Lavoisier demonstrou claramente a importância de medidas precisas. Após o aparecimento de seu livro em 1789, muitos químicos foram levados a investigar os aspectos quantitativos das reações químicas.
Estas observações conduziram a uma outra importante lei da química, a lei das proporções definidas.
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A lei das proporções definidas estabelece que, em uma substância química pura, os elementos estão sempre presentes em proporções definidas.
A definição de composto é uma expressão da lei das proporções definidas.
Na substância água, por exemplo, a razão da massa de hidrogênio para a de oxigênio é sempre 1/8, independente da origem da água
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A teoria atômica de Dalton
Postulados de Dalton:
A matéria é composta de partículas indivisíveis chamados átomos
Todos os átomos de um dado elemento têm as mesmas propriedades (tamanho, forma e massa), as quais diferem das propriedades de todos os outros elementos
Um reação consiste, simplesmente, num rearranjo dos átomos de um conjunto de combinações para outro. Entretanto, os átomos individuais permanecem intactos.
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A teoria de Dalton predisse a lei das proporções múltiplas. Essa lei estabelece que, quando dois compostos diferentes são formados pelos mesmos dois elementos, as massas de um elemento, que reagem com a massa fixa do outro, encontram-se numa proporção de pequenos números inteiros.
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A lei das proporções múltiplas. Na figura ao lado, temos quatro moléculas de monóxido de carbono e quatro de dióxido de carbono. Cada uma delas contém o mesmo número de átomos de carbono e, portanto, a mesma massa de carbono. Observando ainda as diferentes moléculas, notamos que as massas de oxigênio que se encontram combinadas com o carbono estão numa razão de números inteiros.
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O mol
Os químicos descrevem o número de átomos, íons e moléculas em termos de uma unidade chamada “mol”.
Um mol é o número de átomos em exatamente 12 g de carbono 12 (o mol é conhecida como a dúzia do químico).
A massa de um átomo de carbono 12 foi determinada por espectrometria de massa como sendo igual 1,99265 x 10-23g. Segue-se que:
Número de átomos de carbono 12 =		12 g
Número de átomos de carbono 12 = 6,02221 x 1023 átomos
1,99265 x 10-23g
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Como o mol dá o número de átomos em uma amostra, segue-se que 1 mol de átomos de qualquer elemento é 6,0221 x 1023 átomos do elemento.
O mesmo é verdadeiro para quaisquer objeto – átomos, íons ou moléculas:
1 mol de objetos representa 6,0221 x 1023 daqueles objetos
 O valor 6,0221 x 1023 é chamado de número de Avogadro
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Trabalhando com número de mols
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mol de carbono + 1 mol de oxigênio 	1 mol de monóxido de carbono
6, 02 x 1023 átomos de C + 6, 02 x 1023 átomos de C  6, 02 x 1023 moléculas de CO
Um detalhe importante é que a mesma relação de números inteiros que se aplica aos átomos e moléculas individuais também se aplica, exatamente , aos números de mols de átomos e moléculas. Aumenta-se tudo de um mesmo fator. Por exemplo, para se formar o tetracloreto de carbono:
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1 átomo de carbono + 4 átomos de cloro  1 molécula de tetracloreto de carbono.
Podemos, imediatamente, ampliar a relação para mols:
1 mol de C + 4 mols de Cl  1 mol de CCl4
Repetindo esta idéia, verificaremos que a relação pela qual os mols das substâncias reagem é a mesma relação pela qual seus átomos e moléculas reagem. Esta idéia forma a base de todo o raciocínio químico quantitativo.
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Fatores de conversão
Exemplo: Que razão molar de carbono para cloro deve ser escolhida para se preparar a substância C2Cl6 (hexaclometano), um solvente usado na fabricação de explosivos.
A razão entre os átomos no C2Cl6 é:
			2 átomos de C = 1/3
A razão molar entre os átomos numa fórmula química, tal como no C2Cl6 , estabelece um número de razões molares úteis na construção de atores de conversão que podem ser empregados na resolução de problemas.
6 átomos de cloro
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Para o C2Cl6:
2 mols de C	 1 mol de C2Cl6	 1 mol de C2Cl6	
6 mols de Cl	 6 mols de Cl	 2 mols de C
6 mols de Cl
2 mols de C
6 mols de Cl
2 mols de C
1 mol de C2Cl6
1 mol de C2Cl6
ou
ou
ou
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Massa molar de compostos
Assim como para os elementos, podemos, também usar a balança para medir os mols dos compostos.o meio mais simples de obter a massa de 1 mol de uma substância é somar as massas molares de todos os elementos presentes no composto. Assim, a massa molar do CO2 é obtida da seguinte maneira:
CO2 : 1 mol de carbono = 1 x 12 = 12 g 
 2 mols de oxigênio = 2 x 16 = 32 g
CO2			 total = 44 g
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Exercícios
01. Quantos mols de carbono são necessários para de combinar com 4,87 mols de cloro para formar o C2Cl6?
02. Quantos mols de carbono estão contidos em 2,65 mols de C2Cl6?
03. Quantos mols de silício (Si) estão contidos em 30,5 gramas de Si?
04. Quantos mols de cálcio são necessários para reagir com 2,50 mols de Cloro, para produzir o composto CaCl2 ?
05. Quantos gramas de Ca devem reagir com 41,5 g de Cl para produzir CaCl2?
06. A pirita de ferro, FeS2, forma bonitos cristais dourados.
	a) Quantos mols de enxofre serão necessários para combinar com 1,00 mol de Fe para formar FeS2?
	b) Quantos mols de ferro são necessários para combinar com 1,44 mols de S para formar FeS2?
	c) Quantos mols de enxofre existem em 3,00 mols de FeS2?
	d) Quantos mols de FeS2 são necessários para se ter 3,00 mols de Fe ?
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Composição centesimal
Um cálculo muito simples e também frequente é o cálculo da composição centesimal de um composto – isto é, a percentagem da massa total com que cada elemento contribui.
Para o cálculo:
 % em massa = (massa da parte/massa do todo) x 100
Exemplo: Qual a composição centesimal do clorofórmio, CHCl3?
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Exercícios
Calcule a massa do ferro (Fe) em 100g de ferrugem, Fe2O3.
Calcule a composição centesimal para cada um dos seguintes compostos: 
C6H6
 (b) C2H5OH 
(c) K2Cr2O7
Qual a massa de nitrogênio em 454g de NH3?
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Fórmulas químicas
Uma fórmula nos fornece certas espécies de informação que incluem composição elementar, números relativos de cada espécie de átomos presente, o número efetivo de cada espécie de átomos em uma molécula da substância ou a estrutura do composto.
Uma fórmula que simplesmente nos fornece o número relativo de átomos de cada elemento presente em uma fórmula unitária chama-se fórmula mínima ou fórmula empírica.
			Ex.: NaCl, H2O, CH2
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Um fórmula que fornece o número efetivo de cada espécie de átomos em uma fórmula unitária chama-se fórmula molecular. 
Ex.: H2O, C2H4
Um terceiro tipo de fórmula é a fórmula estrutural. Por exemplo:
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Fórmulas mínimas a partir da composição percentual
Para se obter a fórmula empírica para um composto devemos determinar o número de mols de cada um dos seus elementos que estão presentes em uma amostra em particular. Calcula-se, então, a razão mais simples entre números inteiros de mols para se encontrar os subscritos.
Exemplo: Uma amostra de um gás de cor castanha, contém 2,34 g de N e 5,34 g e O. Qual a fórmula mínima do composto?
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Balanceamento de equações químicas
Seja a equação química:
			P4(s) + 6Cl2(g)  4 PCl3(l)
De acordo com a Lei de conservação da matéria de Lavoisier:
Reagentes: 4 átomos de fósforo e 12 átomos de cloro
Produtos: 4 átomos de fósforo e 12 átomos de cloro
A equação química P4(s) + 6Cl2(g)  4 PCl3(l), encontra-se balanceada.
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Reações de combustão
A combustão, ou queima, de um combustível em oxigênio é acompanhada pela liberação de calor.
		2C8H18(l) + 25O2  16CO2 + 18H2O
Para as reações de combustão dos hidrocarbonetos (substâncias que contêm apenas C e H), os produtos da combustão completa são sempre dióxido de carbono e água.
Ex.: Escreva a equação química balanceada para a reação de combustão do propano, C3H8.
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Balanceamento de equações químicas pelo método algébrico
Torne as seguintes equações químicas balanceadas
a)	Fe2O3(s) + Mg(s)  MgO(s) + Fe(s)
b) AlCl3(s) + H2O(l)  Al(OH)3(s) + HCl(aq)
c)	ClO2 (s) + H2O(l)  HClO3(l) + HCl(g)
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Cálculos baseados em equações químicas
Seja a equação balanceada para a combustão do etanol, C2H5OH, o álcool usado para ser misturado na gasolina.
		C2H5OH(l) + 3O2(g)  2CO2(g) + 3H2O (g)
No nível molecular, podemos ver esta como uma reação entre as moléculas individuais.
	1 molécula de C2H5OH + 3 moléculas de O2  2 moléculas de CO2 + 3 moléculas de H2O 
Podemos, porém, redimensionar estas quantidades para uma escala de laboratório, uma vez que mols reagem na mesma proporção que as moléculas individuais.
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1 mol de C2H5OH + 3 mols de O2  2 mols de CO2 + 3 mols de H2O 
		O ponto chave é que os coeficientes numa reação química fornecem as razões nas quais os mols de uma substância reagem com ou formam os mols de outra.
		Os coeficientes nos fornecem uma quantidade de equivalências químicas diferentes que podem ser usadas para construirmos fatores de conversão. Na equação química: C2H5OH(l) + 3O2(g)  2CO2(g) + 3H2O (g). Podemos escrever algumas destas equivalências:
1 mol de C2H5OH ~ 3 mols de O2
1 mol de C2H5OH ~ 2 mols de CO2
1 mol de C2H5OH ~ 3 mols de H2O
3 mols de O2 ~ 2 mols de CO2
3 mols de O2 ~ 3 mols de H2O
2 mols de CO2 ~ 3 mols de H2O
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Exercícios
01.	Quantos mols de oxigênio são necessários para queimar 1,80 mol de C2H5OH, de acordo com a seguinte equação balanceada: 
		C2H5OH(l) + 3O2(g)  2CO2(g) + 3H2O (g).
	Quantos mols de água são formados quando forem produzidos 3,66 	mols de CO2 durante a combustão do C2H5OH?
02. 	O alumínio reage com o oxigênio para dar o óxido de alumínio.
		4 Al (s) + 3O2(g) → 2Al2O3(s)
	
	Que quantia de O2 (em mols) é necessária para a reação completa com 	6,0 mos de Al Que massa de Al2O3, em gramas, pode ser produzida?
03. 	O dióxido de enxofre, um poluente produzido na queima de carvão e óleo em usinas elétricas, pode ser removido pela reação com o carbonato de cálcio.
		2SO2(g) + 2CaCO3(s) + O2(g) → 2CaSO4(s) + 2CO2(g)
a) Que massa de CaCO3 é necessária para remover 155g de SO2
b) Que massa de CaSO4 é formada quando 155g de SO2 são completamente consumidos
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Cálculos com reagentes limitantes
Se, ao realizar uma reação, são escolhidas quantidades arbitrárias de reagentes, é muito comum que um dos regentes seja completamente consumido antes dos outros. Por exemplo, ao se misturar 5 mols de H2 com 1 mol de 02, após a reação
segundo a equação:
			2H2 + O2  2H2O
Apenas 2 mols de H2 terão reagido, consumindo completamente 1 mol de O2.
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A quantidade de produto é limitada pelo reagente que desaparece primeiro. Este reagente chama-se regente limitante.
Exemplo: Zinco e enxofre reagem para formar sulfeto de zinco, uma substância usada para recobrir as paredes internas dos tubos de TV. A equação para a reação é:
				Zn + S  ZnS
	Quantos gramas de ZnS podem ser formados quando 12,0 g de Zn reagm com 6,50g de S? Qual é o reagente limitante? Quanto e qual elemento permanecerá sem reagir?
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Rendimento teórico e rendimento centesimal
Algumas vezes, um conjunto de reagentes é capaz de produzir mais do que um conjunto de produtos, dependendo das condições de reação. Por exemplo numa combustão incompleta podem ser gerados CO, CO2 e H2O.Geralmente não se deseja a formação de subprodutos e duas quantidades que interessam aos químicos, sob estas circunstâncias, são o rendimento teórico e o rendimento real.
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Rendimento teórico de um produto é o rendimento máximo que se pode obter, caso os reagentes dêem somente aquele produto.
Rendimento centesimal é uma medida da eficiência da reação, podendo-se definir como:
Rendimento centesimal = Rendimento real x 100
Onde o rendimento real é a quantidade de produto formado em uma dada experiência.
Rendimento teórico
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Concentração molar
Em muitas reações químicas, um ou mais reagentes estão presentes em uma solução, isto é dissolvidos em algum fluido como a água.
As soluções podem ter composições variáveis. Isto significa que podem existir diferentes razões entre as quantidades do solvente – a substância, geralmente, presente em maior proporção – e o soluto – a menor proporção.
Usa-se o termo concentração para descrever as quantidades relativas de soluto e solvente em uma solução. 
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Uma forma útil de expressarmos a concentração de uma solução quantitativamente é chamada concentração molar ou molaridade. Ela é definida como a razão do número de mols do soluto na solução e o volume da solução expresso em dm3.
		Concentração molar = mol de soluto
dm3 da solução
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Exercícios
01. O etileno, C2H4, queima ao ar para formar CO2 e H2O, de acordo com a equação:
			C2H4 + 3O2		2CO2 + 2H2O
	Quantos gramas de CO2 serão fomados ao se inlamar uma mistura contendo 1,93 g de C2H4 e 5,92 g de O2?	
02.	 A amônia gasosa pode ser preparada pela reação de um óxido metálico, como óxido de cálcio, com cloreto de amônio:
			CaO(s) + 2NH4Cl(s)  2NH3(g) + H2O(g) + CaCl2(s)
	Se 112 g de CaO e 224g de NH4Cl são misturados:
	a) Qual o reagente limitante?
	b) Que massa de NH3 pode ser produzida?
	c) Que massa do reagente em excesso permanece após a produção de amônia?
03.	 O composto SF6 é obtido pela queima de enxofre em uma atmosfera de flúor. A equação balanceada é:
			S8(s) + 24F2(g) → 8 SF6(g) 
	Partindo-se de 1,6 mols de enxofre, S8, e 35,0 mols de F2, qual será o reagente limitante?
	
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04.	 A reação de metano e água é uma forma de se preparar o hidrogênio para utilização como combustível:
			CH4(g) + H2O(g) → CO(g) + 3 H2(g)
	Fazendo reagir 995,0g de CH4 com 2,510g de água, determine:
a) Qual é o reagente limitante?
b) Qual é a massa máxima de H2 que pode ser preparada?
c) Que massa do reagente em excesso permanece ao final da reação?
05.	 Quando o ferro é produzido a partir do seu próprio minério, Fe2O3, a reação é a seguinte:
			Fe2O3 + 3 CO → 2 Fe + 3 CO2
Determine:
a) Quantos mols de CO serão necessários para produzir 35,0 mols de Fe
b) Quantos mols de Fe2O3 reagirão, se 4,50 mols de CO2 forem formados
c) Quantos gramas de Fe2O3 precisam reagir para se ter 0,570 mols de Fe
d) Quantos mols de CO serão necessários para reagir com 48,5g de Fe2O3
e)Quantas gramas de Fe são formados quando 18,6g de CO reagem
	
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06. O composto azul intenso Cu(NH3)4SO4 é formado pela reação do sulfato de cobre(II) com amônia.
		CuSO4 + 4 NH3 → Cu(NH3)4SO
Se você usar 10,0g de CuSO4 e NH3 em excesso, qual será o rendimento teórico de Cu(NH3)4SO4?
Se você obtiver 12,6g de Cu(NH3)4SO4, qual será o rendimento percentual?
A fórmula do sal de Epsom é MgSO4.7H2O. Quantos gramas de sal de Epsom são necessários para se preparar 500,0cm3 da solução que pode ser rotulada como “MgSO4.7H2O 0,150 M”
08.	Suponha uma solução de carbonato de lítio, Li2CO3, uma droga usada no tratamento de depressão, rotulada como 0,250M.
a)Quantos mols de Li2CO3 estão presentes em 250 cm3 dessa solução
b)Quantos gramas de Li2CO3 existem em 630 cm3 da solução
c)Quantos centímetros cúbicos da solução serão necessários para fornecer 0,0100 mols de Li2CO3
d)Quantos centímetros cúbicos da solução serão necessários para fornecer 0,0800 g de Li2CO3
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09.	O nitrato de prata (AgNO3), em 20,00cm3 de solução, reagiu com o cloreto de sódio de acordo com a seguinte equação:
		AgNO 3(aq) + NaCl(aq) → AgCl(s) + NaNO3(aq)
	O AgCl foi recolhido, seco e pesado dando 0,2867g. Qual foi a concentração molar da solução original de AgNO3?