Química - Estequiometria - Parte 1 - 2

POSTADO POR :  Ismael Isaque, Laillson Conde e Kamila Batista

Química - Aula 4 - Conceitos Iniciais - Massa Atômica

POSTADO POR:Sarah Gemaque

G1 - Conheça noções básicas de cálculo estequiométrico

POSTADO POR: Felipe Souza

CÁLCULO ESTEQUIOMÉTRICO

Cálculo estequimétrico (ou estequiometria) é o cálculo das quantidades de reagentes e/ou produtos das reações químicas, feito com base nas Leis das Reações e executado, em geral, com o auxílio das equações químicas correspondentes.

Esse tipo de cálculo segue, em geral, as seguintes regras:

1. Escrever a equação química mencionada no problema.
2. Acertar os coeficientes dessa equação (lembrando que os coeficientes indicam a proporção em número de moles existentes entre os participantes da reação).
3. Estabelecer uma regra de três entre o dado e a pergunta do problema, obedecendo aos coeficientes da equação, e que poderá ser escrita em massa, ou em volume, ou em número de moles, etc., conforme as conveniências do problema.

Exemplo 1

Calcular a massa de óxido cúprico obtida a partir de 2,54 gramas de cobre metálico. (Massas atômicas: O = 16; Cu = 63,5)

Resolução 1

Inicialmente, devemos escrever e balancear a equação química mencionada no problema:

2 Cu + O₂ => 2 CuO

Vemos na equação que 2 atg de Cu (ou 2 x 63,5 gramas) produzem 2 moles de CuO (ou 2 x (63,5 + 16) = 2 x 79,5 gramas). Surge daí a seguinte regra de três:

2 Cu + O₂ => 2 CuO

2 x 3,5 => 2 x 9,5 g

2,54 g => x

Resolvendo temos:

x = 2,54 x 2 x 79,5/2 x 63,5 => x = 3,18 g CuO

FONTE:http://netopedia.tripod.com/quimic/calc_quimicos.htm

POSTADO POR: Kamila Batista, Ismael Isaque e Laillson Conde

Calculo de fórmulas ( parte 2)

Fórmula molecular

Fórmula molecular indica os elementos e a quantidade de átomos de cada elemento presente numa molécula da substância.

Um dos caminhos para determinar a fórmula molecular é calcular inicialmente a fórmula mínima e depois multiplicá-la por n. O valor de n, por sua vez, é calculado a partir da massa molecular da substância, uma vez que a relação anterior indica que:

massa molecular = (massa da fórmula mínima) x n

de onde resulta:

n = massa molecular/massa da fórmula mínima

Nos problemas, a massa molecular em geral é dada. Para gases ou vapores, a massa molecular (M) pode também ser calculada pela expressão PV = mRT/M. Por sua vez, a massa da fórmula mínima é obtida somando-se as massas atômicas dos átomos formadores da fórmula mínima.

1. Cálculo da fórmula molecular através da fórmula mínima

Uma substancia de massa molecular 180, encerra 40,00% de carbono, 6,72% de hidrogênio e 53,28% de oxigênio. Pede-se sua fórmula molecular. Dados: massas atômicas: H = 1; C = 12; O = 16.

Resolução:

Vamos inicialmente, calcular a fórmula mínima, como aprendemos no item anterior:

Dados	Divisão das porcentagens pelas respectivas massas atômicas	Divisão pelo menor dos valores encontrados (3,33)
40,00% C	40,00/12 = 3,33	3,33/3,33 = 1
6,72% H	6,72/1 = 6,72	6,72/3,33 = 2
53,28% O	53,28/16 = 3,33	3,33/3,33 = 1

Agora, podemos calcular, inclusive, a massa da fórmula mínima (CH₂O), somando as massa atômicas dos átomos aí contidos: 12 + 1 x 2 + 16 = 30

Podemos, também, dizer que:

fórmula molecular = (CH₂O)_n

onde:

n = massa molecular/massa da fórmula mínima = 180/30 = 6

do que resulta:

fórmula molecular = (CH₂O)₆ => fórmula molecular = C₆H₁₂O₆

b) Cálculo direto da fórmula molecular

Podemos calcular a fórmula molecular de uma substância sem passar pela fórmula mínima. Vamos resolver por carbono, hidrogênio e oxigênio.; isso nos permite iniciar o problema, escrevendo que a fórmula molecular e massa molecular serão:

FONTE: http://netopedia.tripod.com/quimic/calc_quimicos.htm

POSTADO POR: Gabrielle Machado

Cálculos de fórmulas( parte 1)

Duas importantes tarefas que fazem parte do dia-a-dia dos químicos são:

• determinar a composição de uma substância, isto é, a quantidade de átomos de cada elemento presente no agregado atômico da substância;
• calcular as quantidades de reagentes, que serão consumidos, e produtos, que serão obtidos numa reação química. No primeiro caso se deseja conhecer a fórmula da substância. No segundo, utilizando o cálculo estequiométrico, os químicos podem prever o quanto de substância, em massa ou volume, deve ser utilizada, ou será obtida, numa reação realizada em laboratório ou numa indústria química.

CÁLCÚLOS DE FÓRMULAS

Fórmula é a representação gráfica da composição de uma substância. Vários tipos de fórmulas são utilizadas. As teorias que explicam a formação das ligações químicas permitem prever a fórmula molecular, estrutural e eletrônica de uma substância molecular e a fórmula empírica de uma substância iônica. Estudaremos de que maneira é possível, através da análise de dados experimentais, determinar a fórmula molecular de uma substância e outros tipos de fórmulas como a centesimal e a mínima.

Fórmula ou composição centesimal

Fórmula centesimal (ou percentual) indica a percentagem, em massa, de cada elemento que constitui uma substância.

A fórmula centesimal, em outras palavras, nos indica a massa (em gramas) de cada elemento presente em 100 gramas de substância.

A determinação experimental da fórmula centesimal de uma substância é feita através de reações de síntese ou de decomposição.

Reação de síntese é aquela na qual uma substância é formada a partir de seus elementos.

Exemplo 1

Síntese da água: H₂ + ½ O₂ => H₂O;

síntese de dióxido de enxofre: S + O₂ => SO₂.

Reação de decomposição é aquela onde uma substância composta origina substâncias mais simples.

Exemplo 2

decomposição da água oxigenada: H₂O₂ => H₂O + ½ O₂;

decomposição da amônia: 2NH₃ => N₂ + 3H₂.

Para exemplificar como a fórmula centesimal pode ser calculada tomemos como exemplo a água. Uma das propriedades da água é ser decomposta em seus elementos constituintes através da passagem de corrente elétrica. Experimentalmente verifica-se que 900 gramas de água, ao serem decompostas, originam 100 gramas de gás hidrogênio e 800 gramas de gás oxigênio. Utilizando a lei de Proust, podemos calcular as massas de hidrogênio e oxigênio formadas pela decomposição de 100 gramas de água:

água	=>	hidrogênio	+	oxigênio
900 g		100 g		800 g
100 g		x		y

Matematicamente temos:

Repetindo esse procedimento para o oxigênio temos: y = 88,9 g

Cálculos mostram que cada 100 gramas de água é formada por 11,1 gramas de hidrogênio e 88,9 gramas de oxigênio. A fórmula centesimal da água é: H – 11,1% O – 88,9%

Exemplo 3

A fórmula centesimal de uma substância também pode ser calculada teoricamente. Para isso é necessário conhecer a massa molecular da substância. Para o caso do ácido sulfúrico , H₂SO₄, temos:

elemento	massa atômica	Contribuição do elemento para a massa molecular	Composição centesimal (%)
H	1	2	x
O	16	64	y
S	32	32	z

Massa molecular = 2 + 64 + 32 = 98

Utilizando a lei de Proust e realizando as proporções:

para o hidrogênio x = 2 x 100/98 = 2,0%

para o oxigênio y = 64 x 100/98 = 65,3%

para o enxofre z = 32 x 100/98 = 32,7%

Portanto, a fórmula centesimal do ácido sulfúrico é:

H – 2,0%; S – 65,3%; O – 32,7%

Fórmula mínima ou empírica

Fórmula mínima (ou empírica) indica a proporção, expressa pelos números inteiros, entre os átomos presentes num agregado atômico, ou íons num agregado iônico.

Conhecendo-se quanto de cada elemento está presente numa determinada amostra de substância, é possível calcular sua fórmula mínima. Assim, sabendo-se que 560 gramas de buteno são formadas por 480 gramas de carbono e 80 gramas de hidrogênio, o cálculo da fórmula mínima deve ser assim realizado:

• calcular o número de mols de cada tipo de átomo presente na amostra de substância,

para o carbono temos:

12 g é a massa de 1 mol de átomos;

480 g é a massa de x mol de átomos;

para o hidrogênio temos:

1 g é a massa de 1 mol de átomos;

80 g é a massa de y mol de átomos;

• determinar a relação entre os átomos do elemento. Neste exemplo, verificamos que a proporção entre os átomos de carbono e hidrogênio é 1 para 2 (40 mols de carbono: 80 mols de hidrogênio), ou seja, em qualquer amostra de buteno o número de átomos de hidrogênio presente será o dobro do número de átomos de carbono. A fórmula mínima do buteno é CH2.

Conhecendo-se a fórmula molecular de uma substância, sua fórmula mínima é determinada através de "simplificação matemática" dos índices dos elementos na fórmula molecular. Em muitos casos as fórmulas mínima e molecular são as mesmas.

substância	Fórmula molecular	fórmula mínima
água oxigenada	H2O2	HO
benzeno	C6H6	CH
eteno	C2H4	CH2
propeno	C3H6	CH2
buteno	C4H8	CH2
ácido nítrico	HNO3	HNO3
glicose	C6H12O6	CH2O

Observe que substâncias diferentes, como o eteno, propeno e buteno, podem apresentar a mesma fórmula mínima. Isto não acontece com a fórmula molecular, que é característica de cada substância.

A fórmula mínima de uma substância geralmente é expressa da seguinte maneira:

(fórmula mínima)_n

onde n, é um número inteiro. Para a água oxigenada temos (HO)_n onde n = 2 e para a glicose (CH₂O)_n onde n = 6.

Exemplo

Calcular a fórmula mínima de um composto que apresenta 43,4% de sódio, 11,3% de carbono e 45,3% de oxigênio. Dados: massas atômicas: Na = 23; C = 12; O = 16

Resolução

Vamos adotar o seguinte esquema:

Dados	Divisão das porcentagens pelas respectivas massas atômicas	Divisão pelo menor dos valores encontrados (0,94)
43,4% Na	43,4/23 = 1,88	1,88/0,94 = 2
11,3% C	11,3/12 = 0,94	0,94/0,94 = 1
45,3% O	45,3/16 = 2,82	2,82/0,94 = 3

Fórmula mínima = Na₂CO₃

OBS: No esquema explicado, acontece freqüentemente o seguinte: dividindo-se todos os valores pelo menor deles (coluna 3), nem sempre chegamos a um resultado com todos os números inteiros. Por exemplo, num outro problema, poderíamos ter a proporção 2 : 1,5 : 3; no entanto, multiplicando esse valores por 2, teremos 4 : 3 : 6. Generalizando, diremos que, às vezes, no final do problema somo obrigados a efetuar uma "tentativa", multiplicando todos os valores por 2, ou por 3, etc. (sempre um número inteiro pequeno), a fim de que os resultados finais tornem-se inteiros.

 FONTE: http://netopedia.tripod.com/quimic/calc_quimicos.htm

POSTADO POR:  Felipe Souza e Gabrielle Machado

Volume molar

O volume molar de um gás é o volume ocupado por um mol desse gás, a uma determinada pressão e temperatura, ou seja, o volume é diretamente proporcional ao seu número de mols de um gás.Assim se dobrarmos o numero de mols(n) e de um gás, seu volume consequentemente dobrará também.Logo, a relação entre o volume e o número de mols é:

                                                  V/N =K

    O volume molar foi determinado experimentalmente considerando-se as Condições Normais de Temperatura e Pressão (CNTP), ou seja, à pressão de 1 atm (pressão atmosférica) e temperatura de 273 K, o que corresponde, aproximadamente, a 22,4 L. Assim:

Volume Molar = 22,4 L/mol nas CNTP.

                                        Hipótese de Avogadro

A hipótese de Avogrado,enuncia em 1811 por Amadeo Avogrado, diz que um mesmo volume de diferentes gases, á mesma temperatura e presão, contêm o mesmo número de moléculas.

Agora vamos fazer exercício sobre volume molar....

----> Qual o volume ocupado por 19 g de flúor ( F2) a 27°C E 1,64 atm?

       Resolução

cálculo do volume do flúor nas CNPT: 

       1 mol de F2 = 38g -----------------------------------------22,4 L (CNTP)

                             19g ----------------------------------------- V

                                                       V= 11,2 L de F2 (CNTP)

transformação do volume para condições pedidas no prolema:

  Px / T =  1x 11,2/273 =  1,64 x V / (273+27)--> V = 7,5 litros

----> Qual é o numero de moléculas existentes em 5,6 L de um gás qualquer, medido nas condições normais de pressão e temperatura?

     

   Resolução:

   Podemos estabelecer a seguinte regra de três:

      1 mol ocupa 22,4 L(CNTP) ------------------6,02x10²³ moléculas 

                          5,6L(CNTP) ------------------- X

                                    X = 1,5 x 10²³ moléculas 

FONTE: http://www.uenf.br/uenf/centros/cct/qambiental/ga_volumemolar.html

FELTRE,Ricardo. Química geral. 6 ed.  São Paulo: Moderna,2004.

POSTADO POR : Gabrielle Machado

Vamos Fazer um exercício de Estequiometria

O CO₂ Produzido pela decomposição térmica de 320g de carbonato de cálcio teve seu volume medido a 27°C e 0,8 atm.(Dados: Ca = 40; C = 12; O = 16; R = (atm x L) / (mol x K) ). O valor, em litros, encontrado foi:

a) 22,4                 b) 44,8              c) 67,2                       d) 77,6              e) 98,4

Resolução:

                              CaCO₃ --------------> CaO  + CO₂

                                100g    ___________  22,4 L (CN)        

                                 320g   ___________  V₀

         

                                 V₀ = 71,68 L de CO₂ (CNPT)

(P₀ x V₀)/T₀ = PV/T 

( 1 x 71,68)/273 = 0,8V/300

V = 98,4 L de CO₂

Postado por: Sarah Gemaque

FONTE: FELTRE, RICARDO, 1928- . QUÍMICA / RICARDO FELTRE. - 6 . ed. - São Paulo : Moderna, 2004

GRANDEZAS QUE CARACTERIZAM UM GÁS

   O estado de um gás pode ser caracterizado pôr algumas grandezas físicas que estão relacionadas entre si, que denominamos de variáveis de estado (volume, pressão e temperatura).

• Volume 

O volume de um gás é o volume do recipiente em que ele está contido.

• Pressão 

As partículas do ar estão em contínuo movimento, exercendo a chamada pressão atmosférica. Esta pressão depende da altitude.

Ao nível do mar ela eqüivale `pressão exercida pôr uma coluna de 760 milímetros de mercúrio, que corresponde a uma 1 atmosfera.

• Temperatura

A temperatura de um gás é diretamente proporcional à energia cinética média de sua moléculas.

Aumentando a velocidade das partículas de um gás, sua energia cinética aumenta, ocorrendo um aquecimento, ao contrário

ocorrerá um resfriamento.

Postado por: Ismael Isaque, Laillson Conde

Fonte: http://www.etelg.com.br/paginaete/downloads/ensinomedio/qu%C3%ADmica_quantitativa.pdf

Massa atômica e massa molecular

Caros leitores hoje vamos ver alguns conceitos e exercícios,aproveitem!

Massa atômica é a massa do átomo medida em unidades de massa atômica (u).

A massa atômica indica quantas vezes o átomo considerado é mais pesado que ½ do isótopo c^12.

Massa molecular é a massa da molécula medida em unidades de massa atômica(u)

Mol é a quantidade de matéria de um sistema que contem tantas entidades elementares quantos átomos existem em o,012kg de carbono -12

O calculo prático da massa molecular é feito considerando que uma molécula é uma ''soma'' de átomos.Daí concluiremos que o caminho mais fácil para obter a massa molecular é de exatamente o de somar as massas atômicas dos átomos formadores da molécula considerada.Vejamos ao exemplo do CO₂

16(massa atômica do O)+12(massa do C)+16(massa atômica do O)=  44u =massa molecular

Massa molar(M) é a massa, em gramas, de um mol da substancia, ou elemento.

.....Agora vamos ver um exemplo

Veja o exemplo abaixo,lembrando que a massa atômica do Ca é 40u, a do Na é 23u, e a massa molecular do Co_{2 É 44U.}

·         Massa molar do Ca          ---------->        M = 40 g/mol

·         Massa molecular do CO₂  --------->        M = 44 g/mol

·         Massa molar do Na+         --------->        M = 23 g/mol

Usualmente as quantidades das substancias, dos elementos, dos íons, são dadas em gramas, entretanto, todos os cálculos químicos se usarmos as quantidades de matéria na sua unidade- mol . Torna-se então muito importante aprendermos a transformação de gramas em mols. Vejamos, então, alguns exemplos desse caçulo da quantidade de mols (n):

 1 exemplo:

Quantos mols correspondem a 88g de dióxido de carbono (co₂)? (Massas atômicas: C = 12; O = 16)

Resolução:

--------->44g de CO₂                                   1 mol de molécula de CO₂

--------->       88g de CO₂                             n

N = 88/44, logo n = 2 moléculas de CO₂

2 exemplo :

Quantos mols correspondem a 100g de cálcio? Dado: massa atômica do cálcio: C = 40.

Resolução:

--------->            40g de Ca                                   1 mol de átomos de Ca

100g de Ca        --------->               n

N= 100/40 , logo n= 2,5 mols de átomos de Ca

Veja que nos dois exemplos anteriores aparece a mesma fórmula matemática. Generalizando-a, temos:

 N = m/M , sendo

·         N = quantidades de matéria em mols

·         M = massa dada(em gramas)

·         M = massa molar (em g/mol)

Caros leitores, agora vamos ver alguns exercícios resolvidos:

-->Quantas moléculas existem em 88g de dióxido de carbono (CO₂)?(massas atômicas: C = 12; Constante de Avogadro= 6, 02 x 10²³ ).

Resolução:

Podemos esquematizar a seguinte regra de três:

1 mol de CO_{2 =}   44g       --------->           6,02x10²³ moléculas de CO₂

                           88g        --------->            x

X = (88/44) x 6,02 x 10²³  = 1,2 x 10²⁴ moléculas de CO₂

-->Determine o número de átomos de hidrogênio contidos em 100g de álcool etílico ( C₂H₆O )

Resolução:

1 mol de C₂H₆O   =  46g           --------->           6,02x10²³ moléculas de C₂H₆O

                               100g             --------->           x

Assim concluímos que: x = 1,3 x 10²⁴ moléculas de C₂H₆O, note, porem, que cada molécula de C₂H₆O contem 6 átomos de hidrogênio. Concluímos então que há 6 x 1,3 x 10²⁴ átomos de hidrogênio , ou seja:

7,8 x 10²⁴ átomos de hidrogênio.

....caros leitores espero ter ajudado vocês.

FONTE: FELTRE,Ricardo. Química geral. 6 ed.  São Paulo: Moderna,2004.

POSTADO POR: Gabrielle Machado

Condições normais de temperatura e pressão (CNTP)

As condições normais de temperatura e pressão (cuja sigla é CNTP no Brasil e PTN em Portugal) referem-se à condição experimental com temperatura e pressão de 273,15 K (0 ºC) e 101 325 Pa (101,325 kPa = 1,01325 bar = 1 atm = 760 mmHg), respectivamente. Esta condição é geralmente empregada para medidas de gases em condições atmosféricas (ou de atmosfera). O equivalente de CNTP/PTN em inglês é NTP (normal temperature and pressure).

Há duas condições de temperatura e pressão comumente utilizadas, sendo elas:

• CNTP no Brasil e PTN em Portugal, com valores de temperatura e pressão de 273,15 K e 101 325 Pa (pressão normal), respectivamente. A IUPAC (União Internacional da Química Pura e Aplicada) recomenda que o uso desta pressão, igual a 1 atm (pressão atmosférica normal), seja descontinuado.

• CPTP  no Brasil e PTP , referindo-se às atuais STP (do inglês - Standard Temperature and Pressure) com valores de temperatura e pressão de 273,15 K  (0 ºC) e 100 000 Pa = 1 bar, respectivamente.

 

Postado por: Kamila Batista       

          

Fonte: http://pt.wikipedia.org/wiki/Condi%C3%A7%C3%B5es_normais_de_temperatura_e_press%C3%A3o                                                                                      

Quantos átomos de aluminio há em uma panela que contém 810g desse metal?

Pra resolver este tipo de problema, temos que usar o MOL, que é uma unidade expressa por uma constante, chamada de número de Avogadro: 6,02x10²³. Este é o número de entidades presentes em um mol de qualquer que seja a substância. Neste caso, a entidade é o átomo, e a substância, o alumínio.

Em 1 mol de átomos de uma substância (quando se trata de átomos, as substâncias só podem ser elementos. Para substâncias formadas por mais de um elemento, geralmente são usadas moléculas como entidades), existe uma quantidade, expressa em gramas, de mesmo valor numérico que a massa atômica (para elementos) ou massa molecular (para substâncias formadas por mais de um elemento ou moléculas de um mesmo elemento).

Então, observando na tabela periódica, vemos que a massa atômica do alumínio é 27u. Assim, 1 mol de átomos de alumínio terá massa de 27 gramas.

Como sabemos a massa de 1 mol (que são 6,02x10²³ átomos) de alumínio, podemos calcular o nº de átomos presentes em 810g de alumínio por regra de três:

*Se em 27g de alumínio existem 6,02x10²³ átomos deste metal, em 810g existirão quantos átomos?

27g -------------------- 6,02x10²³ átomos

810g ------------------ x

27x = 6,02x10²³ x 810

27x = 4876,2x10²³

x = 4876,2x10²³ / 27

x = 180,6x10²³ átomos de Al.

FONTE: http://br.answers.yahoo.com/question/index?qid=20090428195716AAYYEwL

POSTADO POR : Gabrielle Machado ><

Macarena do Mol

                                                                          Macarena do mol
em um mol de moleculas tem
6,02 vezes10 a 23 moléculas
e a massa em gramas dela é a
a massa molecular
E o volume das moleculas é
sendo gas CNTP
22,4 litros
só na *CNTP (2x)

*A temperatura normal à alguns anos atrás era 0°C, já a pressão normal era de 1 atm. Considerando esses valores, temos que o volume molar dos gases é 22,4 L.