6ª Aula - Quantidade de Matéria Molaridade e Estequiometria

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Quantidade de Matéria, 
Molaridade e 
Estequiometria Simples 
6ª Aula 
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1. Introdução 
Toda matéria que nos cerca, que podemos tocar, medir e 
observar é composta por entidades extremamente 
pequenas como átomos, íons ou moléculas (agregados 
de átomos). 
 
Para facilitar a transferência entre este universo 
extremamente pequeno de átomos e moléculas para 
nosso universo macroscópico foram criadas unidades 
que levam em conta valores relativos, conforme serão 
descritos a seguir. 
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2. Massa Atômica e Massa 
Molecular 
Unidade de Massa atômica (u): Os químicos procuraram 
um padrão conveniente para exprimir a massa dos 
átomos. Em 1962, em um Congresso Internacional de 
Química, foi escolhida a unidade de massa atômica (U). 
 
Unidade de massa atômica (u) é a massa de 1/12 do 
átomo de carbono com número de massa igual a 12 (12C) 
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2. Massa Atômica e Massa 
Molecular 
Massa atômica (MA): é a massa de um átomo expressa 
em u. Indica quantas vezes a massa do átomo é maior 
que 1/12 da massa do átomo de 12C. 
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2. Massa Atômica e Massa 
Molecular 
Massa molecular (MM): Corresponde à massa relativa 
de uma molécula ou equivalente, ou seja, o somatório 
das massas relativas de todos os átomos que compõe 
esta espécie. 
MM = Σ MA 
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3. Mol e Constante de 
Avogadro 
Mol: É a quantidade de matéria que contêm tantas 
entidades elementares quanto são os átomos de 0,012 
Kg de 12C. 
 
Observe a massa atômica (MA) dos seguintes elementos 
químicos: 
 
He = 4 u (massa de 1 átomo de hélio) 
C = 12 u (massa de 1 átomo de carbono) 
Ca = 40 u (massa de 1 átomo de cálcio) 
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3. Mol e Constante de 
Avogadro 
Consideramos os mesmos números, mas em uma 
grandeza macroscópica: 
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3. Mol e Constante de 
Avogadro 
Experimentalmente os químicos determinaram que a 
quantidade de átomos presentes nos três casos é 
exatamente a mesma. 
 
Essa conversão de equalizar as quantidades de átomos 
em uma definição comum foi determinada por Avogadro 
através da sua constante. 
 
Assim, como definimos meia dúzia como 6 unidades de 
algo e uma dúzia como 12 unidades de algo, 1 átomo, 1 
íon ou uma molécula é 1 mol. 
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3. Mol e Constante de 
Avogadro 
½ dúzia = 6 unidades que pesam uma quantidade em g; 
1 dúzia = 12 unidades que pesam uma quantidade em g. 
 
Relação a átomos e moléculas: 
 
1 átomo de qualquer elemento = 1 mol de átomos 
1 molécula de qualquer substância = 1 mol de moléculas 
 
1 mol de átomos ou moléculas = 6,02 x 1023 átomos ou 
moléculas 
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3. Mol e Constante de 
Avogadro 
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4. Massa Molar 
Massa Molar: é a massa que contêm 6,02 x 1023 
entidades representadas pela respectiva fórmula. A 
unidade mais usada para a massa molar é g.mol-1. 
 
A massa molar pode ser calculada para elementos 
(átomos), substâncias e íons. 
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4. Massa Molar 
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5. Conversão de massa em 
quantidade de matéria 
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6. Estequiometria 
Estequiometria é a parte da Química em que se investiga 
as proporções dos elementos que se combinam ou dos 
compostos que reagem. 
 
A determinação das fórmulas e das equações das 
reações químicas nos permitiu responder a duas 
perguntas fundamentais em um processo químico: 
 
Que quantidade de reagente será consumida? 
Que quantidade de produto será formada? 
 
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6. Estequiometria 
Por sua vez, as respostas a essas perguntas permitem a 
uma empresa saber quanta matéria-prima deve comprar 
para fabricar seus produtos, possibilitam a um cientista 
saber que quantidades de poluentes os diferentes 
combustíveis lançam na atmosfera e à indústria 
farmacêutica e aos médicos precisarem a quantidade de 
medicamento que devem ser administrada a um 
paciente, enfim, as respostas nos permitem quantificar 
e otimizar o mundo que nos cerca. 
 
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7. Lei de Lavoisier 
Lavoisier fez inúmeras experiências, 
nas quais pesava as substâncias 
participantes, antes e depois da 
reação, verificando que a massa total 
do sistema permanecia inalterada 
quando a reação ocorria num sistema 
fechado. 
Com base nessa experiências, enunciou em 1774, a 
seguinte lei: 
“ Numa reação química, a soma das massas dos 
reagentes é igual à soma das massas dos produtos”. 
A + B  C + D 
mA + mB  mC + mD 
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8. Lei de Proust 
Por meio de análises qualitativas e 
quantitativas de inúmeras 
substâncias, obtidas por diferentes 
fontes naturais, Proust verificou que 
uma mesma substância tinha sempre 
a mesma composição qualitativa e 
quantitativa. 
Em 1797, Proust enunciou a seguinte lei: 
“ Uma mesma substância apresenta sempre a mesma 
composição qualitativa e quantitativa, independente de 
seu histórico (Método de obtenção, procedência, etc”. 
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O tipo mais comum de cálculos estequiométricos, 
consiste em dar a “quantidade” de um dos participantes 
da reação e pedir as “quantidades” dos outros. 
 
Essas “quantidades” podem estar expressas em massa, 
em volume, número de mols, em número de moléculas, 
átomos, etc. 
9. Estequiometria envolvendo uma 
única reação 
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9. Estequiometria envolvendo uma 
única reação 
Exemplo: