Estequiometria

1. FF
óó
rmula Qu rmula Qu
íí
micamica
“A idéia de fórmula química surgiu como uma forma de expressar as quantidades
das substâncias elementares que se combinam”.
Uma fórmula química é uma representação de um composto químico, pode
fornecer algumas informações sobre a substância que ela representa.
Na formula química aparecem letras e números.
Letras
representam os elementos químicos que se unem para formar as
substâncias.
Números
subscritos indicam a quantidade de átomos do elemento presente em
cada molécula (o número 1 é omitido).
Existem três formas de expressar a fórmula química de um dado composto:
Fórmula molecular (para os compostos moleculares)
Fórmula mínima (para os compostos iônicos)
Fórmula Percentual (para ambos)
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2. Conceitos Fundamentais Conceitos Fundamentais Número atômico (Z)= número de prótons presentes no núcleo
Numero de massa (A)= é a somatória do numero de prótons e nêutrons (N)
presentes no núcleo.
A = Z + N
Isótonos– Átomos que apresentam o mesmo número de nêutrons (N)
Isóbaros– Átomos que apresentam o mesmo número de massa (A)
Isótopos
– São átomos do mesmo elemento (isto é, com os mesmos números de
prótons), mas com diferentes números de nêutrons. Assim, têm diferentes números
de massa.
12
C
6
e
13
C
6
(C, Z= 6)Z
AX
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3. Conceitos Fundamentais Conceitos Fundamentais Unidade de Massa atômica (u) e Massa atômica u - corresponde a 1/12 da massa do
12
C
Carbono (C)
1 u
Essa unidade é utilizada
como referência para a
expressar as massas
atômicas de todos os outros
elementos químicos.
Massa atômica
É a massa de um
átomo de dado elemento expressa em unidade de massa atômica.
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4. Conceitos Fundamentais Conceitos Fundamentais Massa atômica de um Elemento A massa atômica de um elemento é dada pela média ponderada de seus isótopos
naturais.
Cálculo da massa atômica do Carbono 12
C 98,93% (massa atômica = 12,0000u)
13
C 1,07% (massa atômica = 13,0036u)
Método (Divide-se a abundância do isótopo por 100 e multiplica como peso)
12
C x abundância
+
13
C x abundância =
100 100
12
C x 98,93
+
13
C x 1,07 =
100 100
(12,0000u x 0,9893) + (13,00036u x 0,0107) =
12,0107 u
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5. Conceitos Fundamentais Conceitos Fundamentais Massa atômica de um Elemento A massa atômica de um elemento é dada pela média ponderada de seus isótopos
naturais.
Cálculo da massa atômica do Carbono 12
C 98,93% (massa atômica = 12,0000u)
13
C 1,07% (massa atômica = 13,0036u)
Método 2 (multiplica-se a abundância pela massa do is ótopo em seguida, divide-se
por 100)
(
12
C x abundância) + (
13
C x abundância)
=
100
(12,0000u x 98,93) + (13,00036u x 1,07)
=
100
(1187,16 + 13,913852)
=12,0107u
100
.
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6. Conceitos Fundamentais Conceitos Fundamentais Atividade Extra Calcule a massa atômica do Cloro considerando os dados a seguir; 35
Cl 75,78% (massa atômica = 34, 968853 u)
37
Cl 24,22% (massa atômica = 36, 965903 u)
R = 35,4u
Utilize os dados a seguir para determinar a massa atômica do elemento
magnésio; 24
Mg 79,0% (massa atômica = 24,0u)
25
Mg, 10,0% (massa atômica = 25,0u)
26
Mg, 11,0% (massa atômica = 26,0u)
R = 24,3u
Atividade – Utilize os dados a seguir para determinar a massa atômica do
elemento silício; 28
Si 92,20% (massa atômica = 27,977u)
29
Si 4,67% (massa atômica = 28,977u)
30
Si 3,13% (massa atômica = 29,974u)
R = 28,1u
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7. Conceitos Fundamentais Conceitos Fundamentais Massa molecular É a massa de uma molécula de determinada substância. Dada pela somatória das
massas dos átomo que constituem a molécula.
Exemplo: Qual a massa molecular da água? (H = 1 u e O = 16 u)
H
2
O Significa dizer que nesta fórmula, a proporção é 2 ( dois) Hidrogênios para
1(um) Oxigênio.
Hidrogênio: 2 x 1u = 2u
Oxigênio: 1 x 16u = 16u
Soma: 18u
Como citado anteriormente (slide 1), além de expres sar a fórmula química pela
formula molecular, existem duas outras formas:
Fórmula mínima
Fórmula Percentual
Massa molecular
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8. Fórmula molecular (para os compostos moleculares)
Indica a proporção entre o número de átomos dos elementos constituem uma
substância. Essa proporção é expressa pelo conjunto de menores números inteiros.
Exemplo: NH
3
, CH
4
, C
6
H
12
O
11
, CCl
4
.
Fórmula mínima (para os compostos iônicos)
Indica quais e quantos átomos de cada elemento constituem uma molécula de uma
determinada substância.
Exemplo: NaBr, CaF
2
, AlCl
3
, AgCl, MgO.
Fórmula Percentual (para ambos)
Indica os elementos constituintes da substância em uma relação percentual.
Exemplo: C
40%
H
6,7%
O
53,3%
(C
6
H
12
O
6
), Ca
71,48%
O
28,52%
(CaO)
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9. Atividade Extra Calcule a massa molecular para os compostos moleculares a seguir
NH
3
R = 17u
CH
4
R = 16u
C
6
H
12
O
11
R = 260u
CCl
4
R = 154u
De a massa para os compostos iônicos a seguir:
NaBrR = 103u
CaF
2
R = 78,1u
AlCl
3
R = 133,5u
AgClR = 143,3u
MgOR = 40,3u
Expresse a fórmula percentual das substâncias a seguir:
CH
4
R = C
75%
H
25%
CHCl
3
R = C
10,05%
H
0,83%
Cl
89,12%
CO
2
R = C
27,27%
O
72,73%
HNO
3
R = H
1,59%
N
22,22%
O
76,19%
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10. Conceitos Fundamentais Conceitos Fundamentais Mol e a Constante de Avogadro Mol - é a quantidade de matéria de um sistema que contém um número de partículas
elementares dado pela constante de Avogadro (6,0221367x10
23
partículas)
Igual ao número de átomos contido em 12 g de
12
C.
Então, cada mol de
12
C tem 12g de átomos de carbono.
Um mol de qualquer substância sempre contém o mesmo número de partículas
(átomos, moléculas, íons ou elétrons)
1 (um) átomo de C
Conjunto de
átomos de C
1 mol de átomos de C
Quando o conjunto apresenta
exatamente 6,022x10
23
átomos de
Carbono
1 (uma) molécula
de água (H
2
O)
Conjunto de
moléculas de H
2
O
1 mol de moléculas
de H
2
O
Quando o conjunto apresenta
exatamente 6,022x10
23
moléculas
de H
2
O
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11. Conceitos Fundamentais Conceitos Fundamentais Mol e a Constante de Avogadro
1 (uma) molécula
de água (H
2
O)
Conjunto de
moléculas de H
2
O
1 mol de moléculas de H
2
O
Quando o conjunto apresenta
exatamente 6,022x10
23
moléculas
de H
2
O
2 (dois) átomos de
hidrogênio (H)
1 (um) átomo de
oxigênio (O)
Conjunto de
átomos de H
Conjunto de
átomos de O
2 mols de átomos de H 1 mol de átomos de O
Quando temos 1 mol de
moléculas de H
2
O, teremos 2
vezes 6,022x10
23
átomos de H
Quando temos 1 mol de
moléculas de H
2
O, teremos 1 vez
6,022x10
23
átomos de O
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12. Conceitos Fundamentais Conceitos Fundamentais Mol e a Constante de Avogadro Um mol de composto iônico origina n mol
de Cátions e n mol
de Ânions, ou seja,
as unidades (partículas) que os compões são os íons.
Cl
-
Cl
-
Na
+
Na
+
Cl
-
Cl
-
Na
+
Cl
-
Cl
-
Na
+
Cl
-
Na
+
Cl
-
Cl
-
Cl
-
Na
+
Cl
-
Na
+
Na
+
Cl
-
Cl
-
Cl
-
Cl
-
Cl
-
Cl
-
Cl
-
Cl
-
Cl
-
Cl
-
Cl
-
Na
+
Na
+
Na
+
Na
+
Na
+
Na
+
Na
+
Na
+
Na
+
Na
+
Na
+
Na
+
1(um) mol de
Cloreto de
Sódio
6,022x10
23
íons
Cloreto
6,022x10
23
íons
Sódio
1 mol de Cloreto
+
1 mol de íon Sódio
De forma análoga, como cada átomo de sódio doa 1(um) elétron (e
-) e cada átomo
de cloro recebe 1(um) elétron (e
-), pode-se dizer que “1(mol) mol de átomos de
sódio doa 1(um) mol de elétrons para 1(um) mol de átomos de cloro”
OUOU
“1(mol)
mol de átomos de cloro recebe 1(um) mol de elétrons de 1(um) mol de átomos de
sódio”
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13. Conceitos Fundamentais Conceitos Fundamentais
1 mol de Sódio
1 mol de Cloro
1 mol de e
-
Cl
-
Cl
-
Cl
-
Cl
-
Cl
-
Cl
-
Cl
-
Cl
-
Cl
-
Cl
-
Cl
-
Cl
-
1 mol de Cloreto
Na
+
Na
+
Na
+
Na
+
Na
+
Na
+
Na
+
Na
+
Na
+
Na
+
Na
+
Na
+
1 mol de íon Sódio
+
Cl
-
Cl
-
Na
+
Na
+
Cl
-
Cl
-
Na
+
Cl
-
Cl
-
Na
+
Cl
-
Na
+
Cl
-
Cl
-
Cl
-
Na
+
Cl
-
Na
+
Na
+
Cl
-
Cl
-
Cl
-
Cl
-
Cl
-
Cl
-
Cl
-
Cl
-
Cl
-
Cl
-
Cl
-
Na
+
Na
+
Na
+
Na
+
Na
+
Na
+
Na
+
Na
+
Na
+
Na
+
Na
+
Na
+
1(um) mol de
Cloreto de
Sódio
6,022x10
23
íons
Cloreto
6,022x10
23
íons
Sódio
1 mol de Cloreto
+
1 mol de íon Sódio
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14. Conceitos Fundamentais Conceitos Fundamentais Massa Molar (M) É a massa correspondente a um mol de determinada entidade química (átomo,
molécula, íon, etc). “g/mol”
Como dito anteriormente, em 12g de
12
C existe 1 mol de átomos de carbono 12.
Então, podemos escrever cada massa atômica ou massa molecular em razão de
1(um) mol.
Exemplo: Massa Molar da Água
Sendo a massa atômica do hidrogênio equivalente a 1u, 1 mol de átomos de H contém 1g; 1 g/mol ou 1g mol
-1
Sendo a massa atômica do oxigênio equivalente a 16u, 1 mol de átomos de O contém 1g; 16 g/mol ou 16g mol
-1
Sendo a massa molecular da água equivalente a 18u, 1 mol de molécula de H
2
O contém 18g;
18 g/mol ou 18g mol
-1
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15. Conceitos Fundamentais Conceitos Fundamentais Número de mols (n) Expressa a quantidade de matéria em mol.
n= m
M
O número de mols presentes em 414 g de água equivale a quantos mols?
n = 414g
18g mol
-1
= 23 mol
Qual o número de mols presentes em 414 g de Etanol, sabendo que a fórmula
molecular do mesmo é C
2
H
6
O? R = 9 mols.
Conversão Massa >> Mol Conversão Mol >> Massa
n = m
m = n x M
M
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16. Conceitos Fundamentais Conceitos Fundamentais Equação Química Deve-se indicar o estado físico e cada participante da reação química.
(s) sólido – (l) líquido – (g) gasoso - (aq) aquoso
Exemplo:
AgNO
3
(aq) + KCl (aq) AgCl (s) + KNO
3
(aq)
2
H
2
(g) + O
2
(g)
2
H
2
O (l)
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