LEIS PONDERAIS, RELAÇÕES NUMÉRICAS E ESTEQUIOMETRIA Lei de Lavoisier(Antonie Laurent Lavoisier) Lei da conservação das massas ou Lei da conservação da matéria “ No interior de recipientes fechados a massa total não varia, quaisquer que sejam as transformações que venham a ocorrer.” 3g C + 8g O2 11g CO2

LEIS PONDERAIS 3g C + 8g O2 11g CO2 Lei de Lavoisier(Antonie Laurent Lavoisier) Lei da conservação das massas ou Lei da conservação da matéria “ No interior de recipientes fechados a massa total não varia, quaisquer que sejam as transformações que venham a ocorrer.” 3g C + 8g O2 11g CO2

LEIS PONDERAIS 6g C + 16g O2 22g CO2 3g C + 8g O2 11g CO2 Lei de Proust(Joseph Louis Proust) Lei das proporções fixas ou constantes “Em uma reação química, as substâncias reagem sempre na mesma proporção em massa.” 3g C + 8g O2 11g CO2 6g C + 16g O2 22g CO2

UNIDADES QUÍMICAS DE MEDIDA Unidade de massa atômica(u) Átomo padrão de pesagem para os demais átomos e moléculas. átomo do carbono de massa 12, isótopo carbono C12 Conceito: Corresponde a 1/12da massa de um átomo isótopo de carbono 12 (C12 ). Carbono de massa = 12u (carbono 12)

UNIDADES QUÍMICAS DE MEDIDA Massa Atômica Conceito: massa do átomo medido em unidades de massa atômica(u). Massa atômica≠ Número de massa Quanto o átomo é considerado mais pesado que 1/12 do do isótopo C12 .

UNIDADES DE MEDIDA Massa atômica dos elementos: É a média ponderada das massas atômicas de todos os isótopos naturais do elemento,tomando-se como peso as respectivas porcentagens de ocorrência(abundância) desses isótopos na natureza. Ex: Cl35 e Cl37 MACL = 75,4 x 35 +24,6 x 37/75,4+24,6 MACL = 35,5 u

UNIDADES DE MEDIDAS O =16u  12 + 2(16) = 44 u O =16u Massa molecular Massa da molécula ou do aglomerado iônico medida em unidades de massa atômica(u). Considera a molécula como a soma dos átomos constituintes. Ex: CO2 C = 12u O =16u  12 + 2(16) = 44 u O =16u

MOL Nº de Avogadro = 6,02 x 1023 partículas CONCEITO (SI): Quantidade de matéria de um sistema que contém tantas entidades elementares quantos átomos existem em 0,012Kg de carbono-12  6,02 x 1023 partículas Nº de Avogadro = 6,02 x 1023 partículas

MASSA MOLAR (MA)g ou (MM)g EXEMPLOS: O =16u  Massa Molar = 16 g/mol CO2 = 44u  Massa Molar = 44 g/mol

VOLUME MOLAR Volume ocupado por 1 mol de um gás qualquer em determinada pressão e temperatura. Independe da natureza do gás variando com a temperatura e a pressão. CNTP = 760mmHg e 0ºC o volume molar é 22,4 L/mol Para calcular o volume molar em outras condições: PV/T = POVO/TO

Cálculo Estequiométrico É o cálculo das quantidades das substâncias que participam de uma reação química

6,02 x 1023 Massa (g) 1 coeficiente CNTP 22,4 L 1 Mol

N2 + 3H2  2NH3 Relações Numéricas Mol: 1Mol - 3Mol  2Mol Moléculas: 6 x1023 - 18 x1023  12 x1023 Massa: 28g - 6g  34g Volume: 22,4L - 67,2L  44,8L

2º ® Ajustar os coeficientes; 3º ® “Armar” uma Regra de três; Cálculo Estequiométrico Para resolver uma questão envolvendo cálculo estequiométrico devemos seguir três passos: 1º ® conhecer a equação; 2º ® Ajustar os coeficientes; 3º ® “Armar” uma Regra de três;

Relação Massa-Massa 1º ® H2 + O2 ® H2O 2º ® 2H2 + O2 ® 2H2O Ex.: Qual a massa de água dada em gramas, produzida a partir de 8g de hidrogênio gás? 1º ® H2 + O2 ® H2O 2º ® 2H2 + O2 ® 2H2O 3º ® 4g ® 36g 8g ® x x = 8 . 36 = 72g 4

Relação Massa-Moléculas Ex.: Quantas Moléculas de água são produzidas a partir de 16g de oxigênio gasoso? 1º ® H2 + O2 ® H2O 2º ® 2H2 + O2 ® 2H2O 3º ® 32g ® 12,04 x 1023 16g ® x x = 16 . 12,04 x 1023 = 6,02 x 1023 32

Relação Massa-Volume 1º ® N2 + H2 ® NH3 2º ® N2 + 3H2 ® 2NH3 Ex.: Qual o volume de Amônia produzido nas CNTP por 12g de H2 que reage com N2 suficiente? 1º ® N2 + H2 ® NH3 2º ® N2 + 3H2 ® 2NH3 3º ® 6g ® 44,8 L 12g ® x x = 12 . 44,8 = 89,6 L 6

Relação Mol -Volume 1º ® CO + O2 ® CO2 2º ® CO + ½O2 ® CO2 Ex.: Quantos Mols de CO2 são produzidos a partir de 44, 8L de CO, nas CNTP? 1º ® CO + O2 ® CO2 2º ® CO + ½O2 ® CO2 3º ® 22,4L ® 1Mol 44,8L ® x x = 44,8 . 1 = 2 Mol 22,4L

Casos Particulares

Rendimento (CESGRANRIO/95) - A combustão de 36g de grafite (C) provocou a formação de 118,8g de gás carbônico. Qual foi o rendimento da reação ? (C = 12; O = 16) a) 50%. b) 60%. c) 70%. d) 80%. e) 90%. Parte 2 (Rendimento) 132g ® 100% 118,8g ® X% Parte 1 (100%) 1º ® C + O2 ® CO2 2º ® C + O2 ® CO2 3º ® 12g ® 44g 36g ® 132g X=90%

Grau de pureza A decomposição térmica do CaCO3, se dá de acordo com a equação.: CaCO3 ® CaO + CO2 Quantas toneladas de óxido de cálcio serão produzidas através da decomposição de 100 toneladas de carbonato de cálcio com 90% de pureza?(Ca = 40; O = 16; C = 12) 40,0 t. b) 56,0 t. c) 62,2 t. d) 50,4 t. e) 90,0 t.

Resolução X=50,4 t Parte 1 (100%) 1º ® CaCO3 ® CaO + CO2 3º ® 100g ® 56g 100 t ® 56 t Parte 2 (Pureza) 100% ® 56 t 90% ® X t X=50,4 t

Reagente Limitante 10,00g de ácido sulfúrico são adicionados a 7,40g de hidróxido de cálcio. Sabe-se que um dos reagentes está em excesso. Após completar a reação, restarão: H2SO4 + Ca(OH)2 ® CaSO4 + 2H2O a) 0,02g de H2SO4 b) 0,20g de H2SO4 c) 0,26g de Ca(OH)2 d) 2,00g de H2SO4 e) 2,00g de Ca(OH)2.

H2SO4 + Ca(OH)2 ® CaSO4 + 2H2O 98g ® 74g 9,8g ® 7,4g 10g – 9,8g = 0,2g Resolução H2SO4 + Ca(OH)2 ® CaSO4 + 2H2O 98g + 74g 10g + 7,4g O ácido está em excesso 10g 98g ® 74g 9,8g ® 7,4g 10g – 9,8g = 0,2g R= 0,20 de H2SO4

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