LEIS PONDERAIS, RELAÇÕES NUMÉRICAS E ESTEQUIOMETRIA

Apresentação em tema: "LEIS PONDERAIS, RELAÇÕES NUMÉRICAS E ESTEQUIOMETRIA"— Transcrição da apresentação:

1 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 O g CO2

2 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 O g CO2

3 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 O g CO2 6g C + 16g O g CO2

4 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)

5 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 .

6 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 ,6 x 37/75,4+24,6 MACL = 35,5 u

7 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: CO C = 12u O =16u  (16) = 44 u O =16u

8 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

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

10 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

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

12 6,02 x 1023 Massa (g) 1 coeficiente CNTP 22,4 L 1 Mol

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

14 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;

15 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 = = 72g 4

16 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 = ,04 x 1023 = 6,02 x 1023 32

17 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 = ,8 = 89,6 L 6

18 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, = 2 Mol 22,4L

19 Casos Particulares

20 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%

21 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.

22 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

23 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.

24 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 g 10g ,4g O ácido está em excesso 10g 98g ® 74g 9,8g ® 7,4g 10g – 9,8g = 0,2g R= 0,20 de H2SO4

25 Questões de Cocursos Sistema PETROBRÁS

26 FAFEN PROVA 13 OP. PETROBRÁS OPERADOR 2011

27 FAFEN PROVA 13 OP.

28 PROVA PETROBRAS PETROBRAS PROVA JUN.

29 PROVA PETROBRAS PROVA PETROBRAS.

30 BR. ABRIL 2010 PROVA 2.

31 BR. PROVA

32

33 PROVA PETROBRAS