aula_9_-_estequiometria

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Química Geral – ECT2104
A relação entre a quantidade de uma substância que vai reagir com outra é chamada
estequiometria.
Princípio básico: 
“A massa total de uma substância presente ao final de uma reação
química é a mesma massa total do início da reação”
Antonie Lavoisier, 1789
Estequiometria A química qualitativa determina quais os tipos de 
átomos presentes em uma amostra, já a química
quantitativa determina o número ou a quantidade
de um átomo presente na amostra.
Reagente → Produtos
A + B → AB
2A + 2B → 2AB
Estequiometria Lei de conservação da massa
“Os átomos não são criados nem destruídos durante
qualquer reação química”
A matéria não pode ser perdida em nehuma reação
química.
Estequiometria Os números na frente das fórmulas químicas
são os Coeficientes Estequiométricos
Estequiometria
=
Constatar a Lei de conservação da massa
Os Coeficientes Estequiométricos fornecem a proporção de 
reagentes e produtos.
1 C
4 H
4 O
Reagentes Produtos
1 C
4 H
4 O
Na (s) + H2O (l) → NaOH (aq) + H2 (g)
1) Aumentar H do lado dos reagentes : 2 H2O
2) Aumentar H e O do lado dos produtos : 2 NaOH
3) Aumentar Na nos reagentes
Estequiometria A equação química balanceada simboliza as 
mudanças qualitativas e quantitativas que ocorrem em
uma reação química.
Apenas Na e O estão corretamente balanceados.
Temos 2 H do lado dos reagentes e 3 H do lado dos produtos.
2Na (s) + 2H2O(l) → 2NaOH(aq) + H2(g)
Outras informações podem ser
dadas em uma reação química.
=
1 Na
2 H
1 O
Reagentes Produtos
1 Na
3 H
1 O
Reações As reações podem ser classificadas em 3 
grandes classes:
Reações de combustão são reações rápidas que produzem uma chama. A maioria das
reações de combustão que observamos envolvem o O2 presente no ar como reagente.
Reações
C3H8(g) + 5O2 (g) → 3CO2(g) + 4H2O (g)
Hidrocarbonetos em combustão no ar reagem com O2 para 
formar CO2 e H2O. 
Quando não há uma quantidade suficiente de O2, o 
monóxido de carbono (CO) é produzido junto com o CO2, 
processo chamado de combustão incompleta. Se a 
quantidade de O2 for drasticamente reduzida, são 
produzidas finas partículas de carbono chamadas de fuligem. 
Exercícios Balanceie as equações abaixo:
6 2
3 2 3 
2 7 4 6
2 
2 2 2 
2 2 
8 8 
3 3 
4 4 
Massa atômica
Mundo Macro
Uma unidade de massa atômica corresponde 1/12 da massa de um átomo de carbono-12.
Átomos e moléculas Gramas e mols
Mundo Micro 
A massa atômica para um átomo de carbono-12 é de 12u. 
Experimentalmente verificou-se que o H apresentava uma massa de cerca de 8,4% da massa 
do carbono, 8,4% de 12 corresponde a 1,008, que é a massa atômica do átomo de H.
C 12u H 1u O 16u
Massa atômica
No laboratório, como poderíamos pesar os átomos se estes são tão pequenos???
A massa atômica é determinada 
pela média da mistura dos isótopos 
naturais.
A tabela periódica nos apresenta as massas atômicas 
médias, pois na natureza vários elementos possuem 
mais de um isótopo.
Levando em conta que as menores quantidades de amostras possuem um número 
muito grande de átomos íons ou moléculas, surgiu uma unidade de contagem especial, 
o MOL.
Abundância natural dos isótopos 
de C-12 e C-13 
Mol A definição de MOL mudou em 08/01/2018 e não está
mais relacionada a nenhuma outra grandeza.
“ Um mol contém exatamente 6,02214076 x 1023 entidades elementares, como: átomo, molécula, 
íon, elétron, qualquer outra partícula ou grupo específico de partículas”.
Uma dúzia =12 unidades
Um par =2 unidades
Da mesma forma que:
A massa de carbono-12, 12 g, é chamada de massa
molar e representa a massa de 1 mol de átomos de 
Carbono-12.
Massa molar
Massa atômica e massa molar para uma substância: água
Massa atômica do H = 1u Massa molar do H = 1g
A massa molar é numericamente igual à massa atômica:
Massa atômica do O = 16u Massa molar do O = 16g
Massa molar
1 mol de átomos = 6,02 x 1023 átomos 1 mol de moléculas = 6,02 x 1023 moléculas
1 mol de íons = 6,02 x 1023 íons
Representação da quantidade referente a 1 mol de 
vários elementos e substâncias.
12 g de C
64 g de Cu
201 g de Hg
32 g de S
56 g de Fe
Massa molar
Massa molar
Quantos átomos há em 5,10 mols de Zn?
1 mol Zn = 6,022x1023 átomos de Zn
Exemplos: 
Quantos gramas de Zn há em 0,356 mol de Zn?
1 mol Zn = 65,41 g Zn
0,356 𝑚𝑜𝑙 𝑍𝑛 𝑥
65,41 𝑔 𝑍𝑛
1 𝑚𝑜𝑙 𝑍𝑛
= 23,28 𝑔 𝑍𝑛
Quantos mols de Zn há em 450 g de Zn?
1 mol Zn = 65,41 g Zn
450 𝑔 𝑍𝑛 𝑥
1 𝑚𝑜𝑙 𝑍𝑛
65,41 𝑔 𝑍𝑛
= 6,88 𝑚𝑜𝑙 𝑍𝑛
1 mol Zn = 6,022x1023 átomos de Zn
Quantos átomos há em 710 g de Zn?
710 𝑔 𝑍𝑛 𝑥
1 𝑚𝑜𝑙 𝑍𝑛
65,41 𝑔 𝑍𝑛
= 10,85 𝑚𝑜𝑙 𝑍𝑛
10,85 𝑚𝑜𝑙 𝑍𝑛 𝑥
6,022x1023 átomos de Zn
1 𝑚𝑜𝑙 𝑍𝑛
= 6,53x1024 átomos Zn
Massa molar
Quantos átomos há em 8 mols de S?
1 mol S = 6,022x1023 átomos de S
8 𝑚𝑜𝑙 𝑆 𝑥
6,022x1023 átomos de S
1 𝑚𝑜𝑙 𝑆
= 4,81x1024 átomos de S
Quantos átomos de Ca há em 77,4 g de Ca?
1 mol Ca = 40,08 g Ca
77,4 𝑔 𝐶𝑎 𝑥
1 𝑚𝑜𝑙 𝐶𝑎
40,08 𝑔 𝐶𝑎
= 1,93 𝑚𝑜𝑙 𝐶𝑎
Exemplos: 
Quantos gramas de Pb há em 0,550 mol de Pb?
Quantos mols de Si há em 850 g de Si?
113,96 g de Pb
30,26 mols de Si
1 mol Ca = 6,022x1023 átomos de Ca 
1,93 𝑚𝑜𝑙 𝐶𝑎 𝑥
6,022x1023 átomos de Ca
1 𝑚𝑜𝑙 𝐶𝑎
= 1,16x1024 átomos de Ca
H 2 x 1,00g = 2,00g
S 1 x 32,10g = 32,10g
O 4 x 16,00g = 64,00g
Massa molar
A massa molar de uma substância é a soma das massas
em gramas de cada átomo em sua fórmula química.
Quantos mols de H2SO4 há em 44,8g de H2SO4?
44,8 𝑔 𝐻2𝑆𝑂4 𝑥
1 𝑚𝑜𝑙 𝐻2𝑆𝑂4
98,10 𝑔 𝐻2𝑆𝑂4
= 0,45 𝑚𝑜𝑙 𝐻2𝑆𝑂4
Quantos átomos de S há em 0,45 mol de H2SO4 ?
0,45 𝑚𝑜𝑙 𝐻2𝑆𝑂4 𝑥
6,02𝑥1023á𝑡𝑜𝑚𝑜𝑠 𝑑𝑒 𝑆
1 𝑚𝑜𝑙 𝐻2𝑆𝑂4
= 2,71𝑥1023á𝑡𝑜𝑚𝑜𝑠 𝑑𝑒 𝑆
∑ = 2,00 + 32,10 + 64,00 = 98,10 g em 1 mol
Massa molar = 98,10 g/mol
Determine a massa de 1 mol de H2SO4 (ácido sulfúrico).
Exemplos: 
Massa molar
Quantos mols de KClO3 há em 44,8g de KClO3?
44,8 𝑔 𝐾𝐶𝑙𝑂3 𝑥
1 𝑚𝑜𝑙 𝐾𝐶𝑙𝑂3
122,55 𝑔 𝐾𝐶𝑙𝑂3
= 0,36 𝑚𝑜𝑙 𝐾𝐶𝑙𝑂3
Quantos átomos de O há em 0,76 mol de KClO3 ?
0,76 𝑚𝑜𝑙 𝐾𝐶𝑙𝑂3 𝑥
3 𝑚𝑜𝑙𝑠 𝑂
1𝑚𝑜𝑙 𝐾𝐶𝑙𝑂3
𝑥
6,02𝑥1023á𝑡𝑜𝑚𝑜𝑠 𝑑𝑒 𝑂
1 𝑚𝑜𝑙 𝑂
= 1,37𝑥1024á𝑡𝑜𝑚𝑜𝑠 𝑑𝑒 𝑂
∑ = 39,10 + 35,45 + (3x16,00) = 122,55 g em 1 mol
Massa molar = 122,55 g/mol
Determine a massa de 1 mol de KClO3 (clorato de potássio).
Exercício: