08-Cálculos estequiométricos Fórmula Molecular (1)

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Cálculos estequiométricos 
Leis Ponderais
(Leis das massas)
Em 1783, Lavoisier anunciou que a água era composta por hidrogênio e oxigênio, com isso, estava propondo uma visão de elemento químico totalmente diferente da aristotélica, pois um elemento poderia ser definido experimentalmente como qualquer substância que não pudesse ser decomposta por métodos químicos.
QUÍMICA, 2º Ano do Ensino Médio
Cálculos estequiométricos: fórmula molecular
Imagem: Jacques-Louis David e James Caldwall / Antoine Lavoisier / United States Public Domain..
Antoine Lavoisier 1743-1794
LEI DE LAVOISIER
Lei da Conservação da Matéria 
 “A soma das massas dos reagentes é igual a soma das massas dos produtos.”
Ex. Se 3g de carbono reagir com completamente com 4g de oxigênio irá formar 7g de produto.
Lei das Proporções Definidas
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Cálculos estequiométricos: fórmula molecular
 “Em uma substância os elementos estão sempre combinados na mesma proporção em massa.”
Ex. Se em 28 g de óxido de carbono contém 12 g de carbono, determine a massa de oxigênio necessária para combinar com 1,5 g de carbono?
 
 óxido de carbono = carbono + oxigênio
 28 g 12 g ---- 16g
			 1,5g ---- x	
LEI DE PROUST
Posteriormente, em 1803, John Dalton propôs a Teoria Atômica, em que afirmava que cada elemento fosse constituído por uma única espécie de átomos. Através de uma reação química, os átomos de diferentes elementos poderiam combinar-se para formar moléculas que eram chamadas por Dalton de “Átomos Compostos”. Dalton definiu a fórmula da água como HO, em que um átomo de oxigênio combinava-se com um de hidrogênio.
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Cálculos estequiométricos: fórmula molecular
John Dalton 1766 -1844 
Imagem: John Dalton/ de “Arthur Shuster & Arthur E. Shipley: Britain's Heritage of Science”London, 1917 / United States Public Domain.
LEI DE DALTON
Lei das Proporções Múltiplas
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Cálculos estequiométricos: fórmula molecular
“Quando uma massa fixa (m) de uma elemento A se combina com massas diferentes (m1, m2,....) de uma substância B originando substâncias diferentes, as massas de B apresentam uma relação expressa por números pequenos e inteiros.”
 Carbono + Oxigênio monóxido de carbono
 12 g 16 g
 Carbono + Oxigênio dióxido de carbono
 12 g 32 g
 = = 
 Gay e Lussac verificaram que, na formação da água, dois volumes de hidrogênio combinavam-se com um volume de oxigênio. Logo após esse resultado, Berzelius sugeriu a fórmula H2O para a água. A ideia de fórmula química surgiu com a necessidade de expressar as quantidades das substâncias elementares que se combinam .
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Cálculos estequiométricos: fórmula molecular
Joseph Louis Gay-Lussac1778 -1850
Imagem: Joseph Louis Gay-Lussac / Autor Desconhecido / Disponibilizado por Magnus Manske / United States Public Domain.
LEI VOLUMÉTRICA DE GAY-LUSSAC
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Cálculos estequiométricos: fórmula molecular
LEI DE AVOGADRO
	A Lei de Avogadro, também conhecida como Constante de Avogadro, é um princípio estabelecido em 1811 pelo químico italiano Amedeo Avogadro (1776-1856).
 “Volumes iguais de dois gases quaisquer nas mesmas condições de pressão e temperatura contêm o mesmo número de mols de moléculas de gás." 
	É representada pelo símbolo NA e o valor igual a 6,022 x 1023 mol-1 
Conceitos da teoria atômico-molecular
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Cálculos estequiométricos: fórmula molecular
Unidade de massa atômica (u)
Massa atômica ou peso atômico
Átomo-grama e molécula-grama
Número de Avogadro
Mol e molécula
Cálculo da quantidade de matéria
 
CONCEITOS IMPORTANTES SOBRE GRANDEZA
Exemplo: ovos são comprados em dúzia para indicar uma certa quantidade desse produto (12 ovos).
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Cálculos estequiométricos: fórmula molecular
Imagem: Ovos em um galinheiro / KoillokDoido / Creative Commons 
Atribuição-Partilha nos Termos da Mesma Licença 3.0 Unported.
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Cálculos estequiométricos: fórmula molecular
UNIDADE DE MASSA ATÔMICA (u)
Medir uma grandeza é compará-la com outra de mesma espécie, tomá-la como unidade (padrão) e escolhida de forma arbitrária.
O átomo escolhido para ser usado como padrão de pesagem dos demais átomos foi o isótopo de carbono com número de massa 12.
UNIDADE DE MASSA ATÔMICA (u) é igual a 1/12 da massa de C12.
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MASSA ATÔMICA ou PESO ATÔMICO
	É definido como a massa de qualquer átomo medida em Unidade de Massa Atômica (u)
Exemplo: 
 isótopo abundância massa atômica
 Cl35 75,4% 34,969 u
 Cl37 26,4% 36,966 u
 ÁTOMO GRAMA
Átomo massa
 Cl35 35 g
	Quantidade de um elemento simples cuja massa expressa em gramas equivale à massa atômica do elemento.
A quantidade de uma substância, em mol, também pode ser expressa em outras grandezas e, portanto, em outras unidades. Um mol de qualquer substância molecular sempre apresentará o mesmo número de moléculas (6,02.1023) e, no estado gasoso, estará com o mesmo volume se estiver sobre as mesmas condições de temperatura e pressão. Contudo, a massa molar (g) dependerá da fórmula de cada questão.
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Cálculos estequiométricos: fórmula molecular
MOL ou MOLÉCULA-GRAMA
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Substâncias como o açúcar, formadas por não metais, são substâncias 
Moleculares, ou seja, constituídas por moléculas, que em geral são pequenas 
e eletricamente neutras. No estado sólido, essas moléculas estão 
regularmente dispostas e, no estado líquido, movimentam-se mais livremente.
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Cálculos estequiométricos: fórmula molecular
Imagem: Açucar bruto / Editor at Large / Creative Commons Atribuição-Partilha nos Termos da Mesma Licença 2.5 Genérica.
MOLÉCULA
 			Os cálculos estequiométricos correspondem aos cálculos de massa e, em alguns casos, de volume das substâncias envolvidas em uma reação química, que tomam base na proporção entre os coeficientes estequiométricos da reação.
 Exemplo: 
Glicose: C6H12O6
massa molar = 180 g/ mol
 A fórmula molecular apresenta os elementos e a quantidade de átomos de cada elemento contidos numa molécula da substância.
É a fórmula que indica os elementos formadores de uma certa substância e o número exato de átomos de cada elemento pertencente à molécula da substância em questão.
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Cálculos estequiométricos: fórmula molecular
FÓRMULA MOLECULAR
Veja estes exemplos:
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Cálculos estequiométricos: fórmula molecular
*Condições Normais de Temperatura (273K = 0 °C) e Pressão (1 atm)
1Mol de CO
Ocupa
Tem massa
6,02 . 1023 moléculas
Contém
22,4 L nas CNTP*
28g ( massa molar)
1Mol de 02
Ocupa
Tem massa
6,02 . 1023 moléculas
Contém
22,4 L nas CNTP
32g ( massa molar)
Interpretação da reação de combustão do CO
	 Equação 2CO (g) + 1 O2 (g) 2CO2 (g)
			
	Proporção molecular	2 moléculas	1 molécula	2 moléculas
	Proporção molar	2 mol	1 mol	2 mol
	Proporção volumétrica	2 x 22,4L = 44,8L (CNTP)	1 x 22,4L = 22,4L (CNTP)	2 x 22,4L= 44,8L (CNTP)
	Proporção em massa	2 X 28g = 56g	1 x 32g = 32g	2 x 44g = 88g
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Cálculos estequiométricos: fórmula molecular
 Uma maneira para determinar esta fórmula pode ser feita a partir da
 fórmula mínima calculada e posteriormente multiplicá-la por um valor 
 n, onden é calculado com base na massa molecular da substância, 
 já que a relação anterior indica que n é igual ao quociente entre a massa 
molecular e a massa da fórmula mínima.
n=
m
M
__
Cálculo da fórmula molecular a 
partir da fórmula mínima
Exemplo:
Determinar a fórmula molecular do ácido ascórbico ( vitamina C), em que 
sabemos que sua fórmula mínima é C3 H4 03 e sua massa molar é 176g. Mol-1
(Massas atômicas: H=1; C=12; O=16)
Imagem: Fórmulas de ressonância do ácido ascórbico / Laghi.l / GNU Free Documentation License. 
1- Cálculo da massa da fórmula mínima:
 (3 x 12) + (4 x 1) + (3 x 16) = 88
2- Cálculo da massa da fórmula molecular:
N = 176 = 2
88
Fórmula molecular = ( fórmula mínima) . N
Fórmula molecular = (C3 H4 O3 ) . 2 = C6 H8 O6
Exercícios:
A partir das fórmulas mínimas, encontre a fórmula molecular das seguintes substâncias:
(Dadas as massa molares em g/mol: H=1; C=12; N=14; O= 16.)
Glicose: massa molar = 180 g/ mol. Fórmula mínima = CH2O
Acetileno: massa molar = 26 g/ mol. Fórmula mínima = CH
Benzeno: massa molar = 152 g/ mol. Fórmula mínima = CH
Ácido oxálico: massa molar = 90 g/ mol. Fórmula mínima = CHO2
Glicose: massa molar = 180 g/ mol. Fórmula mínima = CHO2
Massa da fórmula mínima = 30
30 . n = 180
n = 180/30 ..... n= 6
Fórmula molecular:
C6 H12 O6 
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Cálculos estequiométricos: fórmula molecular
Imagem: Moradora passa por exame de taxa de glicose durante as atividades do Dia Internacional da Mulher, no Parque da Cidade em Brasília / Wilson Dias / Creative Commons - Atribuição 3.0 Brasil. 
b) Acetileno: massa molar = 26 g/ mol. Fórmula mínima = CH
Massa da fórmula mínima = 13
13 . n = 26
n = 26/13 ..... n= 2
Fórmula molecular:
C2 H2
QUÍMICA, 2º Ano do Ensino Médio
Cálculos estequiométricos: fórmula molecular
Imagem: Chama de oxigênio e acetileno / Remux / Creative Commons Atribuição-Partilha nos Termos da Mesma Licença 3.0 Unported. 
c) Benzeno: massa molar = 152 g/ mol. Fórmula mínima = CHO2
Massa da fórmula mínima = 13
13 . n = 78
n = 78/13 ..... n= 6
Fórmula molecular:
C6 H6
Você sabia que as principais marcas de refrigerante light ou diet cítrico terão que diminuir a quantidade de benzeno nos próximos anos, substância que pode provocar câncer?
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Cálculos estequiométricos: fórmula molecular
Imagem: Refrigerantes e bebidas não alcoólicas em um supermercado / Marlith /  GNU Free Documentation License.
d) Ácido oxálico: massa molar = 90 g/ mol. Fórmula mínima = CHO2
Massa da fórmula mínima = 45
45 . n = 90
n = 90/45 ..... n= 2
Fórmula molecular:
C2H2O4
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Cálculos estequiométricos: fórmula molecular
Imagem: ácido oxálico - C2H2O4 = (COOH)2 / Ondřej Mangl / Domínio Público.
Cálculo da fórmula molecular a partir da 
fórmula centesimal
 Determinar a fórmula molecular do etano, sabendo-se que sua massa molar é 30g/mol, sendo 80% em massa de carbono e 20% em massa de hidrogênio (Dados massas atômicas: H=1; C=12).
C
C
__
_
_
_
_
_
_
H
H
H
H
H
H
Cálculo da fórmula mínima:
	Composição
centesimal 	Massa em 100g da amostra	Quantidade de matéria (mol)	Proporção entre as quantidades de matéria	Fórmula mínima
	80% de C	80g	80 = 6,67
12	6,67 = 1
6.67	 CH3
	20% de H	20g	20 = 20,0
1	20,0 = 3
6,67	
Cálculo da fórmula molecular:
1 x 12 x + 3 x 1 = 15
N = 30 = 2
 15
= (CH3 ) . 2 = C2 H6
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Cálculos estequiométricos: fórmula molecular
Vendas	Carbono	Hidrogênio	80	20	
 Os cálculos estequiométricos correspondem aos cálculos de massa e, em alguns casos, de volume das substâncias envolvidas em uma reação química, que tomam base na proporção entre os coeficientes estequiométricos da reação.
Cálculos estequiométricos 
QUÍMICA, 2º Ano do Ensino Médio
Cálculos estequiométricos: fórmula molecular
Imagem: Representação de dois átomos de oxigênio se fundindo em uma molécula de O2 / Kilohn limahn / GNU Free Documentation License / 
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Regras fundamentais para resolver problemas 
envolvendo cálculo estequiométrico
3ª) Utilizar uma regra de três entre o dado e a pergunta do problema.
1ª) Escrever a equação química mencionada no problema;
2ª) Balancear ou acertar os coeficientes da equação;
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Cálculos estequiométricos: fórmula molecular
1) Quantidade de matéria x quantidade de matéria
Qual a quantidade de matéria de álcool etílico, C2H6O que deve 
reagir para fornecer 12 mols de gás carbônico ( supondo reação de 
combustão completa) ?
1 C2H6O(l) + 3 O2(g) 2 CO2 (g) + 3 H2O(g)
1 mol _____________________ 2 mols
 x _____________________ 12 mols
X= 6 mols de C2H6O
Cálculos teóricos
Imagem: Bomba de álcool combustível no Brasil / Natecull / CreativeCommons 
Attribution-Share Alike 2.0 Generic.
2) Quantidade de matéria x volume
Considere a equação não balanceada
H2O2(aq) → H2O(l) + O2(g)
Calcule o volume de oxigênio, medido nas CNTP, que pode se formar pela
decomposição de 3,40g de peróxido de hidrogênio.
Dados:
volume molar nas CNTP = 22,4 L/mol
massas molares (g/mol): H = 1 e O = 16
34g H2O2 ----------- 22,4L O2
3,40g ------------------ x = 2,24L
QUÍMICA, 2º Ano do Ensino Médio
Cálculos estequiométricos: fórmula molecular
Cálculos teóricos
 Na prática, a maioria dos produtos que participam de um processo químico não são totalmente puros, como é o caso dos materiais utilizados nas indústrias. Ao realizar os cálculos estequiométricos, devemos levar em consideração o grau de pureza das substâncias envolvidas na reação, já que, algumas vezes, é preciso descontar as impurezas, que não participam da reação química.
Cálculos teóricos de pureza
Exemplo:
15g de H2SO4 , com 90% de pureza, reage com alumínio para formar Al2(SO4)3 e H2 . Qual será a massa de hidrogênio formada?
Reação não balanceada:
2Al + 3H2SO4 → Al2(SO4)3 + 3H2
Se a pureza do ácido sulfúrico é de 90%, então sua massa corresponde a 15 x (90/100), que é igual a 13,5g. Na reação percebemos que 3 mols de H2SO4 (M = 98 g/mol) formam 3 mols de H2 (M = 2 g/mol), então:
294g -------- 6g
13,5g ------- x
x = 0,275g de H2 
Cálculos teóricos de pureza
 O rendimento de uma reação química é a relação entre a quantidade realmente obtida de produto e a quantidade teoricamente calculada. Na prática, o rendimento de uma reação química nunca é de 100%. O cálculo para obter o rendimento, expresso em porcentagem, pode ser feito da seguinte forma:
Rendimento = (quantidade de produto real/quantidade teórica) x 100
Ou podemos apenas calcular os valores das substâncias (reagentes e produtos) para uma reação total (100% de aproveitamento), e depois aplicar uma regra de três para relacionar as proporções, encontrando os valores necessários.
Cálculos teóricos de rendimento
Exemplo:
Queimando 40 g de carbono puro, com rendimento de 95%, qual será a massa de dióxido de carbono obtida?
Reação balanceada: C + O2 → CO2
Considerando um rendimento de 100%, temos:
12g de C --------- 44 g de CO2
40g de C -------- x g de CO2
x = 146,66 g de CO2
Queimando 40 g de carbono puro é obtido 146,66 g de dióxido de carbono, caso o rendimento da reação seja de 100%. Mas a questão é que o rendimento é de 95%, logo:
146,66g de CO2 --------- 100%
          x g de CO2 -------- 95%
x = 139,32 g de CO2 é obtido pela queima de carbono puro, em uma reação com rendimento de 95%. 
Cálculos teóricos de rendimento
 Quando um problema fornece a quantidade de dois reagentes, provavelmente um deles está em excesso, enquanto o outro é totalmente consumido, sendo denominado reagente limitante.
Para saber qual é o reagente limitante e qual está em excesso, devemos:
➢ Escrever a equação balanceada;
➢ Escolher um reagente e calcular as proporções das grandezas envolvidas, descobrindo as quantidades necessárias para o outro reagente;
➢ Determinar se o reagente ignorado é o reagente limitante ou em excesso. Se o valor obtido no cálculodas proporções para o reagente em questão for menor que o valor fornecido no enunciado do problema, significa que o reagente ignorado é o reagente em excesso, sendo o outro que foi escolhido para fazer os cálculos, o limitante. Se o valor obtido nos cálculos para o reagente ignorado, for maior que o valor fornecido no enunciado da questão, significa que ele é o limitante.
➢ A partir daí, utiliza-se o reagente limitante para os cálculos estequiométricos.
Cálculos teóricos de reagente limitante
Exemplo:
Qual será a massa de sulfato de sódio (Na2SO4) obtida na reação de 16 g de hidróxido de sódio (NaOH) com 20 g de ácido sulfúrico (H2SO4)?
Equação balanceada:
2NaOH + H2SO4 → Na2SO4 + H2O
Calculando a massa molar das substâncias, encontramos os seguintes valores:
NaOH = 40 g/mol
H2SO4 = 98 g/mol
Na2SO4 = 142 g/mol
Para descobrir o reagente limitante e em excesso, ignoramos um deles e fazemos o cálculo em função de outro:
2NaOH  + H2SO4  →  Na2SO4 + H2O
   80 g ----- 98 g
   16 g  ----- x g
x = 19,6 g (reagente em excesso)
Cálculos teóricos de reagente limitante
Exemplo:
19,6 g de ácido sulfúrico reagem com 16 g de hidróxido de sódio, o que significa que o reagente em excesso é o H2SO4, que se encontra em maior quantidade do que a obtida no cálculo das proporções. Desta forma, o reagente limitante é o NaOH.
Trabalhando com o valor do reagente que será totalmente consumido na reação (NaOH):
2NaOH  + H2SO4   →   Na2SO4 + H2O
   80 g          98 g              142 g
   16 g         19,6 g                x g
80 g -------- 142 g
16 g --------- x g
x = 28,40g (massa obtida de sulfato de sódio)
Cálculos teóricos de reagente limitante