Quimica Basica - Estiquiometria - Maria Berao Thaundhi

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Maria Berao Thaundi
Fundamentos Básicos da Estequiometria
Curso de Licenciatura em Ensino de Química com Habilitações em Gestão de Laboratório
Universidade Púmguè
Chimoio
2020
Maria Berao Thaundi
Fundamentos Básicos da Estequiometria 
 (
Trabalho a ser entregue ao Departamento de Química.
Faculdade de CNM, Cadeira: Química Básica 
Curso de
 
Química,
 1º Ano,
 
D
elegação de Manica.
Sob orienta
ção 
MSc
: Severino 
Savaio
 
)
Universidade Púnguè
Chimoio
2020
Índice
1.0 Introdução	3
1.1 Objectivos	3
1.1.2 Objectivos específicos	3
2.0 Princípios básicos da estequiometria	4
2.1 Massa atómica absoluta e relativa	4
2.2 Massa molecular absoluta e relativa	4
2.3 Quantidade de substância e massa molar	4
2.4 Lei de Avogadro. Volume molar das substâncias gasosas	5
2.5 Concentração	6
3.0 Conclusão	9
Bibliografia	10
1.0 Introdução
Estequiometria é o cálculo da quantidade das substâncias envolvidas numa reacção química. Este é feito com base nas leis das reacções e é executado, em geral, com o auxílio das equações químicas correspondentes. Esta palavra, estequiometria, é derivada do grego: stoikheion = elemento, e metron = medida ou medição.
Nas reacções químicas, as substâncias reagem entre si originando produtos em proporções específicas. Desse modo, é possível calcular quanto de produto será formado, ou o rendimento da reacção. Se quisermos determinado rendimento, podemos também calcular quanto deverá ser utilizado de reagente.
Por meio dos cálculos estequiométricos é possível fazer essas e outras relações específicas. Mas, antes de tudo, precisamos conhecer os conceitos de Massa atómica, massa arelativa, lei de avagadro entre outros.
1.1 Objectivos
1.1.1 Objectivo geral
· Conhecer os conceitos fundamentais da estequiometria.
1.1.2 Objectivos específicos
· Conceitualizar massa atómica absoluta, massa molecular e massa molar;
· Caracterizar a lei de Avogadro;
· Descrever os tipos de concentrações;
3
2.0 Princípios básicos da estequiometria
2.1 Massa atómica absoluta e relativa
Massas atómicas (Ar) de um elemento é a massa do átomo desse elemento, expressa em unidade de massa atómica (u.m.a) ou é o número que indica quantas vezes o átomo é mais pesado que do isótopo de Carbono- 12.
2.2 Massa molecular absoluta e relativa
Massa molecular relativa (Mr) é a massa da molécula expressa em unidade de massa atómica (u.m.a) ou (u). Para se obter a Mr de uma substância deve se somar as massas atómicas (Ar) dos elementos constituinte das moléculas multiplicando pelos seus respectivos índices.
Formula: 
Onde: Mr- massa molecular relativa; Ar- Massa atómica relativa; In- Indice do Atomo.
Regras para cálculo de Mr
1. Identificar a proporção dos átomos na molécula;
2. Escrever as massas atómicas relativas dos elementos que fazem parte da molécula;
3. Multiplicar massa atómica com o índice do átomo;
4. Somar as massas atómicas relativas.
Por exemplo: Calcule a Massa molecular da Água (H2O), sabendo que as massas relativas, são: Ar (H)1,01 e Ar (O)=16,0.
1. 
2. Ar (H)1,01 e Ar (O)=16,0.
3. 
4. 
2.3 Quantidade de substância e massa molar
Mole (mol) é uma unidade que indica a quantidade de uma substância, simbolizada por “n”. 
Uma mole de uma substância conte um número muito elevado de Partículas (átomos, moléculas ou iões), este numero foi determinado pelo cientista Amadeo Avogadro o valor é de , isto é:
· 1 mol de qualquer substância é C.N.T.P;
O valor em memória ao cientista Amadeo Avogadro, ficou conhecido como número de Avogadro e é simbolizado po NA.
Massa molar (M) é a massa de uma mole de uma substância, e é determinada pela razão entre a massa m e o numero de moles (n) desta substância, expressa em g mol-1, isto é:
Onde: M – massa molar; m – massa da substância e n – número de moles de substância.
NB: A massa molar é numericamente igual à massa molecular, diferenciando-se em unidades. 
Exemplo: M(H2O) = 18 g/mol. 
Exemplo 1: Considere uma amostra de 88 g de CO2. Calcule: 
a) O nº de mol de moléculas de CO2. 
Dados
MM(CO2)=44gmol-1
Exemplo 2: Calcule a massa que Contem em 3mol de H2O
MM(H2O)= 18g mol-1
2.4 Lei de Avogadro. Volume molar das substâncias gasosas
Em 1811, Avogadro estabeleceu que volumes iguais de quaisquer gases, medidas nas mesmas condições de temperatura e pressão contem o mesmo número de moléculas, isto é, quando a massa molar de qualquer gás é dividida pela densidade do gás, nas CNTP, obtém-se o valor de : 
	Gás 
	Massa mola
(M) g mol-1
	Densidade ()
g dm-3
	 dm3 mol-1
	
	28,014
	1,25
	22,4
	
	31,998
	1,43
	22,4
O volume molar de qualquer substancia gasosa nas CNTP (O ºC e 1atm) é o volume ocupado por uma mole dessa substancia, isto é, aproximadamente.
 onde: – volume molar ( – volume; – numero de moles.
Exemplo: Quantos gramas de gás carbónico são necessários para ocupar o volume de 56L nas CNTP ?
 Dados			 Resolução 
	V= 56L 44g(CO2) -----------22,4L
	
	m(CO2) = ? y-----------56L 
	
	Vm=22,4L y = 110g
	Sabemos 
	Mr(CO2) = 44g 
	
	Resposta: são necessários 110g de CO2 para ocupar um volume de 56L
	
2.5 Concentração
De um modo geral, denomina – se concentração as diferentes relações entre a quantidade de soluto e a quantidade de solvente.
Pode ser expressa em: g/l, mol/l ou M, mol/Kg ou molal, e eq-g/l ou N.
Tipos de concentração:
· Concentração comum (C) – é a relação entre a massa do soluto contida em um litro de solução. Expressa em g/l.
	
	Onde:
C - concentração (g/l);
m - massa do soluto (g);
V - volume da solução (l)
Exemplo: Uma solução possui 5g de soluto em 100ml. Qual será a concentração desta solução em g/l ?
Dados: m = 5g; V = 100ml = 0,1 litro; C = ? 
Resolução: C = m / V → C = 5g / 0,1 l → C = 50 g/l
· Concentração molar ou molaridade [M] – é a razão entre o número de moles de soluto e o volume, em litros de solução. Expressa em mol/l ou M (molar).
A molaridade indica quantos moles de soluto existem em cada litro de solução.
	
	Onde:
[M] - Concentração molar em mol por litro (mol/l ou M);
n - número de moles (mol);
V - volume da solução (l ou dm3)
Exemplo: Dissolveu – se 7,3 g de ácido cloridrico (HCl) em água até perfazer 500 cm3 de solução. Determine a concentração molar.
Dados: m = 7,3 g de HCl ; V = 500 cm3 = 0,5 dm3 
Resolução: 1º M(HCl) = 1.Ar(H) + 1.Ar(Cl) 2º 1mol ______ 36,5g de HCl 3º V = 500cm3 = 0,5dm3 = 0,5 l
 M(HCl) = 1.1,0 + 1.35,5 x mol _____ 7,3g de HCl [HCl] = n/v
 M(HCl) = 1,0 + 35,5 x = 1mol . 7,3g / 36,5g [HCl] = 0,2mol/0,5 l
 M(HCl) = 36,5 g/mol x = 0,2 mol de HCl [HCl] = 0,4mol/l
· Concentração normal ou normalidade [N] – é a razão entre o número de equivalente – grama e o volume, da solução. Expressa em N (normal).
	
	Onde:
[N] - Concentração normal ou normalidade (N);
No eq-g - número de equivalente – grama (eq-g);
 V - volume da solução (l ou dm3)
3.0 Conclusão
Em fim terminado o trabalho concluiu – se que:
· Massa molecular: é a massa da molécula e indica quantas vezes ela é mais pesada do que 1u, ou seja, nada mais é do que a massa da molécula medida em unidades de massa atómica (u). Em outras palavras, massa molecular é igual à soma das massas atómicas dos átomos que formam a molécula (expressa também em u).
· Número de Avogadro é o número de átomos (6,02 .1023) existentes quando a massa atómica de um elemento é expressa em gramas.
· A massa molar é medida em gramas por mol (g/mol), já que ela é a massa em gramas de 1 mol da substância.
Bibliografia
CHANG, R. Química Geral: conceitos Essências , 4ª Edição, Editora Mc Graw-Hill, São Paulo,2006. 
GLINKA,N. Problemas e exercícios de Química Geral, Editora Mir Moscovo, 1987.
RUSSELL, J. Química Geral, 2ª edição Merson Makron Books, São Paulo, 1994.