Estequiometria
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Estequiometria
 Aluno: João Paulo Costa
 Curso: Engenharia da computação
 Professora: Lúcia de Fátima Lacerda
Sumário
 1. DEFINIÇÃO
 2. AS FÓRMULAS QUÍMICAS
 2.1 Fórmulas moleculares
 2.2 Fórmulas empíricas
 3. MASSA ATÔMICA E OUTROS TIPOS DE MASSAS
 3.1 Massa atômica 
 3.2 As massas moleculares.
 4.MOL
 4.1 Número de Avogadro
 4.2 Mols de um átomo.
 4.3 Mols em moléculas.
 5 .FÓRMULA ESTEQUIOMÉTRICA
 5. 1 Significados das fórmulas
 6. ANÁLISE ELEMENTAR
 7. ESTEQUIOMETRIA DAS REAÇÕES
 7.1 Significados de uma equação química.
 7.2 Cálculo estequiométrico
 7.2.1 Pureza dos reagentes químicos 
 7.2.2 Reagente limitante e em excesso
 7.2.3 Rendimento de uma reação
 8. ESTEQUIOMETRIA DAS SOLUÇÕES
 8.1 Solução 
 8.2 Soluto e solvente
 8.3 A Concentração de soluções
 8.3.1 Concentração comum
 8.3.2 Densidade 
 8.3.3 Concentração molar
 8.3.4 Diluição
1. DEFINIÇÃO
 A palavra estequiometria vem das palavras gregas stoicheon, significando "elemento" e metron, significando "medida". Atualmente, é definida como o estudo das quantidades de elementos combinados em compostos (fórmula estequiométrica) e de quantidades relativas a substâncias consumidas em reações químicas (Equação ou reação estequiométrica).
2. AS FÓRMULAS QUÍMICAS
 
 Apenas os símbolos são usados para representar elementos ou seus átomos. 
 Ex: 
 Fe, O, Ca e C
 
 Por outro lado, as fórmulas são usadas para representar compostos ou agregados de seus átomos. Serão abordadas as fórmulas moleculares e fórmulas empíricas.
 
2.1 Fórmulas moleculares
 
 A fórmula de uma molécula emprega um símbolo e um subíndice para indicar o número de cada tipo de átomo na molécula
 Fonte http://principo.org/gab-a-02-ufscar-sp20021fase.html
 2.2 Fórmulas empíricas
A fórmula mínima ou empírica corresponde à proporção mínima, em números inteiros, entre os átomos dos elementos que compõem a molécula da substância.
Percebe-se na tabela abaixo que a proporção das substâncias é de 1:2:0 (C,H e O , respectivamente)
 
É importante salientar que esse tipo de fórmula não é suficiente para identificar uma substância. Como também, há casos em que a fórmula mínima se assemelha com a fórmula molecular de outra substância.
fonte :https://brasilescola.uol.com.br/quimica/formula-minima-ou-empirica.htm
3. MASSA ATÔMICA E OUTROS TIPOS DE MASSAS
3.1 Massa atômica 
 A massa de um átomo é conhecida como massa atômica e é normalmente expressa pelo uso de uma unidade extremamente pequena chamada de unidade de massa atômica, abreviada u (Dalton). Uma unidade de massa atômica é 1/12 avos da massa do isótopo de carbono mais comum.
 Fonte :https://quimik.webnode.com.br/primeiroano/massa-atomica/
É importante esclarecer que a massa atômica de um elemento é a massa média de seus átomos, pois a massa dos átomos de muitos elementos não são todas iguais. Exemplo disso são os isótopos de um mesmo elemento químico que possuem uma massa atômica diferente
Fonte :https://alunosonline.uol.com.br/quimica/unidade-unificada-massa-atomica-u.html
3.2 As massas moleculares.
A massa de uma molécula é a soma das massas de seus átomos componentes e é chamada massa molecular.
 4. MOL
 O mol é um termo muito usado para determinar quantidades de partículas, que podem ser átomos, moléculas, íons, entre outras. A massa molar corresponde à massa molecular de uma substância, sendo expressa em gramas
4.1 Número de Avogadro
 Este é o número de átomos de elemento, que 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. Para cada elemento este é 6,02 x 10²³ átomos.
4.2 Mols de um átomo.
Um grupo de números de Avogadro de átomos recebe um nome especial: um mol de átomos.
 
 Se X 25 u (massa atômica)
 Então X 25 u x 6,02 x 10²³ = 25 g
 1 mol de X (6,02 x 10²³ átomos) possui 25 g
 4.3 Mols em moléculas.
Para cada substância a massa de um mol de moléculas em gramas é numericamente igual à massa molecular.
Ex: Qual é a massa de 1,00 mol de moléculas de dióxido de enxofre (SO2)?
Resposta: 
A massa de uma única molécula é a soma das massas atômicas de seus elementos, portanto ( S = 32,1 u + O = 2 x 16,0 u ----> 64,1 u). Então 1,00 mol de SO2 é igual a 64,1 g. 
5 . FÓRMULA ESTEQUIOMÉTRICA
É a relação entre a fórmula de um composto e a proporção de seus elementos constituintes
5. 1 Significados das fórmulas
a) Qualitativamente: usada para designar através da fórmula o nome de uma substância. 
 Ex: C9H8O4 (aspirina) , H2O (água) e NaCl (Cloreto de sódio)
b) Quantitativamente: Indica o número de cada tipo de átomo em uma molécula ou fórmula unitária.
C10H14N2 (nicotina) indica que a molécula possui 10 átomos de carbono, 14 de hidrogênio e 2 de nitrogênio.
Esse termo também descreve a quantidade de mols de átomo de uma molécula. 
 C10H14N2 consiste em 10 mols de carbono, 14 mols de hidrogênio e 2 mols de nitrogênio.
6. ANÁLISE ELEMENTAR
a) Determinar a composição percentual através da fórmula
Podemos facilmente determinar a análise elementar de um composto, também conhecida como sua composição percentual em massa a partir da sua fórmula empírica ou molecular.
Exemplo:
O ácido butírico, um composto produzido quando a manteiga se deteriora, tem a fórmula C4H8O2 . Qual é a análise elementar do ácido butírico? 
 Resolução
1° passo 
Encontrar o número de mols de átomos de C, H e O em um mol de molécula de C4H8O2 
 
 C4H8O2 possui 4 mol de átomo de C, 8 mols de átomo de H e 2 mols de átomo de O.
2° Passo
Encontrar a massa de cada uma destas quantidades, para isso é necessário obter através da tabela periódica as massas atômicas de cada elemento. Dados: C = 12,0; H = 1,0 e O = 16,0 . 
Como essas massas atômicas correspondem a 1 mol, então de acordo com o primeiro passo, multiplica-se os valores de massa pela quantidade de mols de átomos do composto. 
 
 Assim, a massa de 1 mol de C4H8O2 é 48,0 g + 8,08 g + 32,0 g = 88,1 g.
3° passo
Encontrar a contribuição percentual de cada elemento. 
 
 b) Determinar fórmula empírica a partir de uma análise elementar. 
Acredita-se que o nitrato de peroxiacetila (NPA) desempenha um papel na formação da neblina fotoquímica. Ele tem a seguinte composição percentual em massa: 19,8% de C; 2,5% de H; 66,1 % de O e 11,6% de N. Qual é a fórmula empírica do (NPA)?
 Resolução
1° Passo
Descobrir a proporção em número de átomos (mols). Portanto, consideraremos, primeiramente, uma porção de massa em gramas da substância (NPA) e através do percentual de cada elemento descobriremos a quantidade de massa de cada um. Será utilizado 100g, pois isso fará com que o número em gramas seja igual numericamente a porcentagem dos elementos.
Em 100 g de NPA há, portanto, 19,8 g de C, 2,5g de H, 66,1 g de O e 11,6 g de N.
 
2° Passo
Encontrar o número de mol de cada espécie de átomo nesta amostra. Desde que 1 mol de cada elemento tem uma massa que é numericamente igual a sua massa atômica. 
Exemplo : Massa atômica de C é 12u, portanto 1 mol de C é 12,0g
 3° Passo
Determinar a razão simples entre esse números de mols. Esta razão conduz a uma fórmula empírica com frações decimais como subíndices